MENARGUES-Problemas y Cuestiones de las Olimpiadas de Química, Vol 4 Cuestiones de Estructura Atómica, Sistema Periódico y Geometría Molecular (2011)

Vista previa del material en texto

INTRODUCCIÓN	
	
El	aprendizaje	de	la	Química	constituye	un	reto	al	que	se	enfrentan	cada	año	los,	cada	vez	más	
escasos,	estudiantes	de	2°	de	bachillerato	que	eligen	 las	opciones	de	“Ciencias”,	“Ciencias	de	 la	
Salud”	e	“Ingeniería	y	Arquitectura”.	Esto	también	constituye	un	reto	para	los	profesores	que,	no	
solo	deben	ser	capaces	de	buscar	la	forma	más	eficaz	para	explicar	esta	disciplina,	sino	además,	
inculcar	el	interés	que	nace	del	reconocimiento	del	papel	que	juega	la	Química	en	la	vida	y	en	el	
desarrollo	de	las	sociedades	humanas.		
	
En	este	contexto,	 las	Olimpiadas	de	Química	suponen	una	herramienta	muy	 importante	ya	que	
ofrecen	 un	 estímulo,	 al	 fomentar	 la	 competición	 entre	 estudiantes	 procedentes	 de	 diferentes	
centros	y	con	distintos	profesores	y	estilos	o	estrategias	didácticas.	
	
Esta	colección	de	cuestiones	y	problemas	surgió	del	interés	por	parte	de	los	autores	de	realizar	
una	recopilación	de	 los	exámenes	propuestos	en	diferentes	pruebas	de	Olimpiadas	de	Química,	
con	el	 fin	de	utilizarlos	como	material	de	apoyo	en	sus	clases	de	Química.	Una	vez	 inmersos	en	
esta	 labor,	 y	 a	 la	 vista	 del	 volumen	 de	 cuestiones	 y	 problemas	 reunidos,	 la	 Comisión	 de	
Olimpiadas	de	Química	de	la	Asociación	de	Químicos	de	la	Comunidad	Valenciana	consideró	que	
podía	 resultar	 interesante	 su	publicación	para	ponerlo	a	disposición	de	 todos	 los	profesores	y	
estudiantes	de	Química	a	 los	que	 les	pudiera	 resultar	de	utilidad.	De	esta	manera,	el	presente	
trabajo	se	propuso	como	un	posible	material	de	apoyo	para	 la	enseñanza	de	 la	Química	en	 los	
cursos	 de	 bachillerato,	 así	 como	 en	 los	 primeros	 cursos	 de	 grados	 del	 área	 de	 Ciencia	 e	
Ingeniería.	 Desgraciadamente,	 no	 ha	 sido	 posible	 ‐por	 cuestiones	 que	 no	 vienen	 al	 caso‐	 la	
publicación	 del	 material.	 No	 obstante,	 la	 puesta	 en	 común	 de	 la	 colección	 de	 cuestiones	 y	
problemas	resueltos	puede	servir	de	germen	para	el	desarrollo	de	un	proyecto	más	amplio,	en	el	
que	el	diálogo,	el	intercambio	de	ideas	y	la	compartición	de	material	entre	profesores	de	Química	
con	distinta	formación,	origen	y	metodología,	pero	con	objetivos	e	intereses	comunes,	contribuya	
a	impulsar	el	estudio	de	la	Química.	
	
	 	
	
 
	
	
	
En	 el	material	 original	 se	presentan	 los	 exámenes	 correspondientes	a	 las	 últimas	Olimpiadas	
Nacionales	de	Química	(1996‐2011)	así	como	otros	exámenes	correspondientes	a	fases	locales	de	
diferentes	Comunidades	Autónomas.	En	este	último	 caso,	 se	han	 incluido	 sólo	 las	 cuestiones	y	
problemas	que	respondieron	al	mismo	formato	que	las	pruebas	de	la	Fase	Nacional.	Se	pretende	
ampliar	el	material	con	 las	contribuciones	que	realicen	 los	profesores	 interesados	en	 impulsar	
este	 proyecto,	 en	 cuyo	 caso	 se	 hará	mención	 explícita	 de	 la	 persona	 que	 haya	 realizado	 la	
aportación.		
	
Las	 cuestiones	 son	de	 respuestas	múltiples	y	 se	han	 clasificado	por	materias,	de	 forma	que	al	
final	 de	 cada	 bloque	 de	 cuestiones	 se	 indican	 las	 soluciones	 correctas.	 Los	 problemas	 se	
presentan	completamente	resueltos.	En	la	mayor	parte	de	los	casos	constan	de	varios	apartados,	
que	en	muchas	ocasiones	se	podrían	considerar	como	problemas	independientes.	Es	por	ello	que	
en	el	caso	de	las	Olimpiadas	Nacionales	se	ha	optado	por	presentar	la	resolución	de	los	mismos	
planteando	el	enunciado	de	cada	apartado	y,	a	continuación,	la	resolución	del	mismo,	en	 lugar	
de	 presentar	 el	 enunciado	 completo	 y	 después	 la	 resolución	 de	 todo	 el	 problema.	 En	 las	
cuestiones	y	en	los	problemas	se	ha	indicado	la	procedencia	y	el	año.	
	
Los	problemas	y	cuestiones	recogidos	en	este	trabajo	han	sido	enviados	por:	
Juan	 A.	 Domínguez	 (Canarias),	 Juan	 Rubio	 (Murcia),	 Luis	 F.	 R.	 Vázquez	 y	 Cristina	 Pastoriza	
(Galicia),	 José	A.	Cruz,	Nieves	González,	Gonzalo	 Isabel	 (Castilla	y	León),	Ana	Tejero	 (Castilla‐				
La	Mancha),	Pedro	Márquez	(Extremadura),	Pilar	González	(Cádiz),	Ángel	F.	Sáenz	de	 la	Torre				
(La	 Rioja),	 José	 Luis	 Rodríguez	 (Asturias),	Matilde	 Fernández	 (Baleares),	 Fernando	 Nogales	
(Málaga).	
	
Finalmente,	los	autores	agradecen	a	Humberto	Bueno	su	ayuda	en	la	realización	de	algunas	de	
las	figuras	incluidas	en	este	trabajo.	
	
	
	 	 	 	 	 	 	 	 Los	autores	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 1	
	
11.	ESTRUCTURA	DEL	ÁTOMO		
11.1.	Los	números	atómicos	del	Mn	y	Ni	 son	25	y	28,	 respectivamente.	Los	 iones	Mn	 (II)	y						
Ni	(II)	son,	respectivamente:	
a)	Iones	d5	y	d7.	
b)	Ambos	iones	son	d5.	
c)	Iones	d5	y	d8.	
d)	Iones	d6	y	d9.	
e)	Ambos	iones	son	d8.	
(O.Q.N.	Navacerrada	1996)	(O.Q.L.	Sevilla	2004)	(O.Q.L.	Extremadura	2005)	
La	estructura	electrónica	abreviada	del	Mn	(Z	=	25)	es	[Ar]	4s 	3d ,	ya	que	de	acuerdo	con	
el	Principio	de	Máxima	Multiplicidad	de	Hund	que	dice	que:		
“en	 los	 orbitales	 de	 idéntica	 energía	 (degenerados),	 los	 electrones	 se	 encuentran	 lo	
más	separados	posible,	desapareados	y	con	los	espines	paralelos”,		
le	corresponde	una	distribución	de	los	electrones	en	los	orbitales:	
4s	 3d	
	 	 	 	 	 	
El	Mn 	pierde	dos	electrones,	los	más	alejados	del	núcleo,	que	son	los	que	tienen	mayor	
valor	de	n	y	que	se	encuentran	en	el	orbital	4s,	y	su	estructura	electrónica	es	[Ar]	 :	
4s	 3d	
	 	 	 	 	 	
	De	la	misma	forma,	para	Ni	(Z	=	28)	la	estructuras	electrónica	es	[Ar]	4s 	3d :	
4s	 3d	
	    	 	
El	Ni 	pierde	dos	electrones,	 los	más	alejados	del	núcleo,	que	son	los	que	tienen	mayor	
valor	de	n	y	que	se	encuentran	en	el	orbital	4s,	y	su	estructura	electrónica	es	[Ar]	 :	
4s	 3d	
	    	 	
La	respuesta	correcta	es	la	c.		
11.2.	¿Cuál	de	los	siguientes	pares	de	especies	químicas	son	isoelectrónicas?	
a)	Ne	y	Ar	
b)	 	y	 		
c)	Ne	y	 		
d)	 	y	 		
e)	 	y	Na	
(O.Q.N.	Navacerrada	1996)	(O.Q.L.	Sevilla	2004)	(O.Q.L.	Almería	2005)	(O.Q.L.	Madrid	2011)	(O.Q.L.	Murcia	2011)	
Especies	isoelectrónicas	son	aquellas	que	tienen	idéntica	estructura	electrónica.	
a)	Falso.	El	elemento	con	símbolo	Ne	es	el	neón	y	pertenece	al	grupo	18	y	periodo	2	del	
sistema	periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[He]	2s 	2p .		
	 	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 2	
	
	El	elemento	con	símbolo	Ar	es	el	argón	y	pertenece	al	grupo	18	y	periodo	3	del	sistema	
periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ne]	3s 	3p .		
b)	 Falso.	 El	 elemento	 con	 símbolo	 F	 es	 el	 flúor	 y	pertenece	 al	 grupo	17	y	periodo	2	del	
sistema	periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[He]	2s 	2p .		
La	configuración	electrónica	del	ion	F 	es	[He]	2s 	2p 	ya	que	capta	1	electrón	en	su	capa	
más	externa.	
	El	elemento	con	símbolo	Cl	es	el	cloro	y	pertenece	al	grupo	17	y	periodo	3	del	sistema	
periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ne]	3s 	3p .		
La	configuración	electrónica	del	ion	Cl 	es	[Ne]	3s 	3p 	ya	que	capta	1	electrón	en	su	capa	
más	externa.	
c)	Verdadero.	El	elemento	con	símbolo	Ne	es	el	neón	y	pertenece	al	grupo	18	y	periodo	2	
del	sistema	periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[He]	 	 .		
	El	elemento	con	símbolo	F	es	el	 flúor	y	pertenece	al	grupo	17	y	periodo	2	del	sistema	
periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[He]	2s 	2p .		
La	configuración	electrónica	del	ion	 	es	[He]	 	 	ya	que	capta	1	electrón	en	su	capa	
más	externa.	
d)	Falso.	El	elemento	con	símbolo	Na	es	el	 sodio	y	pertenece	al	grupo	1	y	periodo	3	del	
sistema	periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ne]	3s .		
La	configuración	electrónica	del	ion	Na 	es	[He]	2s 	2p 	ya	que	cede	1	electrón	de	su	capa	
más	externa.	
	El	elemento	con	símbolo	K	es	el	potasio	y	pertenece	al	grupo	1	y	periodo	4	del	sistema	
periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ar]	4s .		
La	configuraciónelectrónica	del	ion	K 	es	[Ne]	3s 	3p 	ya	que	cede	1	electrón	de	su	capa	
más	externa.	
e)	Falso.	El	 elemento	con	símbolo	Na	es	el	 sodio	y	pertenece	al	grupo	1	y	periodo	3	del	
sistema	periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ne]	3s .		
	La	configuración	electrónica	del	 ion	Na 	es	 [He]	2s 	2p 	ya	que	cede	1	electrón	de	su	
capa	más	externa.	
La	respuesta	correcta	es	la	c.		
11.3.	El	número	atómico	de	un	elemento	viene	dado	por:	
a)	El	año	en	que	fue	descubierto	ese	elemento.	
b)	El	número	de	neutrones	que	posee	su	núcleo	atómico.	
c)	Su	masa	atómica.	
d)	El	número	de	protones	existente	en	el	átomo	de	dicho	elemento.	
(O.Q.L.	Murcia	1996)	
De	acuerdo	con	 la	 ley	periódica	de	H.	Moseley,	 el	número	atómico	de	un	elemento	viene	
dado	por	el	número	de	cargas	positivas,	protones,	que	existen	en	su	núcleo.	
La	respuesta	correcta	es	la	d.	
	 	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 3	
	
11.4.	Al	hablar	de	partículas	elementales	en	reposo	es	cierto	que:	
a)	La	masa	del	protón	es	aproximadamente	100	veces	la	del	electrón.	
b)	La	masa	del	protón	es	igual	a	la	del	electrón.	
c)	La	masa	del	electrón	es	cero.	
d)	La	masa	del	protón	es	casi	igual,	pero	ligeramente	inferior,	a	la	del	neutrón.	
(O.Q.L.	Murcia	1996)	
a‐b)	 Falso.	 J.J.	 Thomson,	 comparando	 la	 carga	 específica	 (m/e)	 de	 los	 rayos	 catódicos	
(electrones)	y	 la	de	 los	 rayos	canales	del	hidrógeno	(protones),	propuso	que	 la	masa	de	
éstos	últimos	era	1837	veces	mayor	que	la	de	los	electrones.	
c)	Falso.	Según	descubrió	J.J.	Thomson,	los	rayos	catódicos	(electrones)	eran	desviados	por	
campos	magnéticos	lo	que	indicaba	que	se	trataba	de	partículas	materiales	y	no	de	ondas	
electromagnéticas.	
d)	Verdadero.	Los	neutrones	son	partículas	con	una	masa	ligeramente	superior	a	la	de	los	
protones.	
La	respuesta	correcta	es	la	d.	
11.5.	Heisenberg	afirmó	en	su	conocido	principio	que:	
a)	Es	imposible	conocer	simultáneamente	la	velocidad	y	posición	exacta	del	electrón.	
b)	Un	electrón	no	puede	tener	iguales	los	cuatro	números	cuánticos.	
c)	La	energía	ni	se	crea	ni	se	destruye,	sólo	se	transforma.	
d)	Existe	una	relación	inversa	entre	la	energía	de	un	electrón	y	el	cuadrado	de	su	distancia	al	
núcleo.	
(O.Q.L.	Murcia	1996)	
El	principio	de	indeterminación	o	incertidumbre	propuesto	por	W.	Heisenberg	dice	que:	
“es	imposible	conocer	de	forma	exacta	y	simultánea	el	momento	(velocidad)	y	posición	
de	un	electrón	aislado”.		
Δx·Δp	≥
h
4π
										
Δx	 	incertidumbre	de	la	posición	de	la	partícula																						
Δp	 	incertidumbre	del	momento	 velocidad 	de	la	partícula
h	 	constante	de	Planck																																																																						
	
La	respuesta	correcta	es	la	a.	
11.6.	El	modelo	de	Bohr	y	el	principio	de	incertidumbre	son:	
a)	Compatibles	siempre.	
b)	Compatibles	si	se	supone	que	la	masa	del	electrón	es	función	de	su	velocidad.	
c)	Compatibles	para	un	número	cuántico	n	>	6.	
d)	Incompatibles	siempre.	
(O.Q.L.	Murcia	1996)	
	El	modelo	atómico	propuesto	por	N.	Bohr	habla	de	certezas,	ya	que	permite	conocer	de	
forma	exacta	que	el	electrón	del	átomo	de	hidrógeno	gira	a	una	determinada	distancia	del	
núcleo,	con	una	determinada	velocidad	y	con	una	determinada	energía.	
	El	principio	de	indeterminación	o	incertidumbre	propuesto	por	W.	Heisenberg	dice	que:	
	“es	imposible	conocer	de	forma	exacta	y	simultánea	el	momento	(velocidad)	y	posición	
de	un	electrón	aislado”,		
por	lo	que	al	tratar	de	determinar	la	posición	exacta	de	un	electrón	se	altera	su	velocidad	y	
energía.	
La	respuesta	correcta	es	la	d.	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 4	
	
11.7.	¿Cuál	de	 los	siguientes	grupos	de	números	cuánticos	es	 imposible	para	un	electrón	en	
un	átomo?	
	 n	 l	 m	
a)	 1	 0	 0	
b)	 3	 1	 2	
c)	 4	 3	 1	
d)	 2	 1	 0	
(O.Q.L.	Murcia	1996)	
De	acuerdo	con	los	valores	que	pueden	tomar	los	números	cuánticos	de	un	electrón:	
n	=	1,	2,	3,	…,	∞	 	 	 l	=	0,	1,	2,	…,	(n	–	1)	
m	=	‐l,…,	0,	…,	+l		 	 s	=	±	½		
a‐c‐d)	Permitido.	Todos	los	números	cuánticos	tienen	los	valores	adecuados.	
b)	Prohibido.	Si	l	=	1,	el	valor	de	m	sólo	puede	ser	1,	0,	‐1.	
La	respuesta	correcta	es	la	b.	
11.8.	La	famosa	experiencia	de	Millikan,	realizada	con	gotas	de	aceite,	permitió:	
a)	Determinar	la	masa	del	protón	y	neutrón.	
b)	Calcular	la	densidad	relativa	del	aceite	y	del	agua	con	una	gran	precisión.	
c)	Establecer	la	carga	del	electrón.	
d)	Medir	la	longitud	del	enlace	C‐C	de	los	existentes	en	la	molécula	de	aceite.	
e)	Establecer	el	patrón	internacional	de	densidades	(IDP).	
f)	Medir	la	constante	de	Planck.	
g)	La	relación	carga/masa	de	la	partícula	alfa.	
(O.Q.L.	Murcia	1996)	(O.Q.L.	Murcia	1998)	(O.Q.L.	Murcia	2004)	
La	experiencia	de	la	gota	de	aceite	realizada	por	R.	Millikan	en	1907	permitió	determinar	
la	carga	del	electrón,	e	=	‐4,77·10 	u.e.e.	(‐1,592·10 	C).	Este	valor	fue	corregido	en	los	
años	treinta	cuando	se	midió	correctamente	la	viscosidad	del	aceite,	e	=	‐1,602·10 	C.	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
(Esta	 cuestión	ha	 sido	propuesta	 en	 varias	 ocasiones	 combinando	diferentes	 respuestas	
posibles).	
11.9.	Un	isótopo	del	elemento	K	tiene	número	de	masa	39	y	número	atómico	19.	El	número	de	
electrones,	protones	y	neutrones,	respectivamente,	para	este	isótopo	es:	
a)	19,	20,	19	
b)	19,	39,	20	
c)	19,	19,	39	
d)	19,	19,	20	
e)	20,	19,	19	
(O.Q.N.	Ciudad	Real	1997)	
De	acuerdo	con	los	conceptos	de:	
	Número	atómico		indica	el	número	de	protones	o	de	electrones	de	un	átomo	neutro.	
	Número	másico		indica	el	número	de	protones	+	neutrones	de	un	átomo.	
La	 diferencia	 entre	 el	 número	 másico	 y	 el	 número	 atómico	 proporciona	 el	 número	 de	
neutrones.	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 5	
	
El	isótopo	 K	está	integrado	por	
19	protones			
19	electrones
20	neutrones
	
La	respuesta	correcta	es	la	d.	
11.10.	Teniendo	en	cuenta	que	el	elemento	Ne	precede	al	Na	en	la	tabla	periódica:	
a)	El	número	atómico	de	los	iones	 	es	igual	al	del	Ne.	
b)	El	número	de	electrones	de	ion	 	es	igual	al	del	Ne.	
c)	Los	iones	 	y	los	átomos	de	Ne	tienen	diferente	comportamiento	químico.	
d)	Los	iones	 	y	los	átomos	de	Ne	son	isótopos.	
e)	Los	iones	 	y	los	átomos	de	Ne	reaccionan	entre	sí.	
	(O.Q.N.	Ciudad	Real	1997)	(O.Q.N.	Tarazona	2003)	(O.Q.L.	Almería	2005)	
Si	 el	 elemento	 Ne	 precede	 al	 elemento	 Na	 en	 la	 tabla	 periódica,	 su	 número	 atómico	 es	
unidad	menor,	por	 lo	que	de	acuerdo	con	el	concepto	de	número	atómico	el	Ne	tiene	un	
protón	y	un	electrón	menos	que	el	Na.	
a)	 Falso.	 El	 ion	 Na 	 tiene	 un	 electrón	 menos	 que	 el	 átomo	 de	 Na	 pero	 el	 número	 de	
protones	(número	atómico)	de	ambas	especies	es	el	mismo.	
b)	Verdadero.	 El	 ion	 Na 	 tiene	 un	 electrón	menos	 que	 el	 átomo	 de	 Na	 y	 por	 tanto,	 el	
mismo	número	de	electrones	que	el	átomo	de	Ne.	
c)	 Falso.	 El	 ion	Na 	 y	 el	 átomo	de	Ne	 tienen	 el	mismo	 comportamiento	químico	 ya	que	
poseen	idéntica	configuración	electrónica,	son	especies	isoelectrónicas.	
d)	El	ion	Na 	y	el	átomo	de	Ne	no	son	isótopos,	ya	que	para	serlo	deberían	tener	el	mismo	
número	atómico	(no	lo	tienen)	y	diferente	número	másico	(desconocido).	
e)	 Falso.	 El	 ion	Na 	 y	 el	 átomo	de	Ne	 tienen	 idéntica	 configuración	 electrónica	 externa,				
2s2	2p6,	de	gas	inerte	que	les	confiere	gran	estabilidad	e	inercia	química.	
La	respuesta	correcta	es	la	b.	
11.11.	¿Cuál	de	las	siguientes	combinaciones	de	valores	para	n,	l,	m,	s,	representa	una	de	las	
soluciones	permitidas	de	la	ecuación	de	ondas	para	el	átomo	de	hidrógeno?	
n	 l	 m	 s	
a)	 2	 0	 3						‐½	
b)	 2	 0	 0							½	
c)	 2	 1	 ‐1					1/3		
d)	 4	 2	 3						‐½	
e)	 5	 6	 1							½	
(O.Q.N.	Ciudad	Real	1997)	
De	acuerdo	con	los	valores	que	pueden	tomar	los	números	cuánticos	de	un	electrón:	
n	=	1,	2,	3,	…,	∞	 	 	 l	=	0,	1,	2,	…,	(n	–	1)	
m	=	‐l,…,	0,	…,	+ls	=	±	½		
a)	Prohibido.	Si	l	=	0,	el	valor	de	m	debe	ser	0.	
b)	Permitido.	Todos	los	números	cuánticos	tienen	los	valores	adecuados.	
c)	Prohibido.	El	valor	de	s	sólo	puede	ser	½	ó	‐½.	
d)	Prohibido.	Si	l	=	2,	el	valor	de	m	sólo	puede	ser	‐2,	‐1,	0,	1,	2.	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 6	
	
e)	Prohibido.	Si	n	=	5,	el	valor	de	l	sólo	puede	ser	0,	1,	2,	3	y	4.	
La	respuesta	correcta	es	la	b.	
11.12.	Señale	la	proposición	correcta:	
a)	La	longitud	de	onda	característica	de	una	partícula	elemental	depende	de	su	carga.	
b)	 La	 transición	 n	 =	 1	 a	 n	 =	 3	 en	 el	 átomo	 de	 hidrógeno	 requiere	más	 energía	 que	 la	
transición	n	=	2	a	n	=	5.	
c)	Dos	fotones	de	400	nm	tienen	distinta	energía	que	uno	de	200	nm.	
d)	Los	fotones	de	luz	visible	(500	nm)	poseen	menor	energía	que	los	de	radiación	infrarroja	
(10000	nm).	
e)	Las	energías	de	los	electrones	de	H	y	 	son	iguales	si	el	número	cuántico	n	es	el	mismo.	
(O.Q.N.	Ciudad	Real	1997)	
a)	Falso.	La	longitud	de	onda	asociada	a	una	partícula	se	calcula	mediante	la	ecuación	de	
Louis	de	Broglie:	
λ	=	
h
m·v
												
m	=	masa	de	la	partı́cula							
v	=	velocidad	de	la	partı́cula
h	=	constante	de	Planck								
	
b)	Verdadero.	La	energía	asociada	a	una	transición	electrónica,	en	kJ,	se	calcula	mediante	
la	expresión	de	Bohr:	
ΔE	=	1312
1
n
		
1
n
	
La	energía	asociada	a	las	transiciones	electrónicas	propuestas	son:	
ΔE13	=	1312
1
1
		
1
3
	=	1166	kJ
ΔE25	=	1312
1
2
		
1
5
	=	276	kJ
													ΔE13	>	ΔE25		
c)	Falso.	La	energía	correspondiente	a	un	fotón	se	calcula	mediante	la	ecuación:	
E	=	
h·c
λ
	
Las	energías	correspondientes	a	un	fotón	de	200	nm	y	de	400	nm	son,	respectivamente:	
E200	=	
h·c
200
																							E400	=	
h·c
400
	
La	energía	correspondiente	a	2	fotones	de	400	nm	es:	
2	E400	=	2
h·c
400
																E200	=	2E400	
d)	Falso.	La	energía	correspondiente	a	un	fotón	se	calcula	mediante	la	ecuación:	
E	=	
h·c
λ
	
La	energía	es	 inversamente	proporcional	a	 la	 longitud	de	onda,	por	tanto	el	 fotón	de	 luz	
visible	(500	nm)	tiene	mayor	energía	que	fotón	de	luz	infrarroja	(10000	nm).	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 7	
	
e)	Falso.	 Según	el	modelo	de	Bohr,	 la	 energía	 correspondiente	a	un	electrón	en	un	nivel	
cuántico	se	calcula	mediante	la	ecuación:	
E	=	‐2,18·10
Z
n 	
(J)	
Las	 estructuras	 electrónicas	 del	 H	 y	 He 	 son	 idénticas,	 1s ,	 se	 trata	 de	 especies	
isoelectrónicas	en	las	que	n	=	1,	sin	embargo	el	número	atómico	Z	es	diferente	para	ambas,	
1	para	el	H	y	2	para	el	He.	
Las	energías	de	ambas	especies	son:		
				EH	=	‐2,18·10
1
1 	
	=	‐2,18·10 	J
E 	=	‐2,18·10
2
1 	
	=	‐8,72·10 	J
													E 	>	EH		
La	respuesta	correcta	es	la	b.	
11.13.	Señale	la	proposición	correcta:	
a)	El	número	de	electrones	de	los	iones	 	es	igual	al	de	los	átomos	neutros	del	gas	noble	Ne.	
b)	El	número	atómico	de	los	iones	 	es	igual	al	del	gas	noble	Ne.	
c)	Los	iones	 	y	los	átomos	del	gas	noble	Ne	son	isótopos.	
d)	El	número	de	protones	de	los	iones	 	es	igual	al	de	los	átomos	de	 .	
e)	La	masa	atómica	de	los	iones	 	es	igual	al	de	los	átomos	de	 .	
	(O.Q.N.	Ciudad	Real	1997)	(O.Q.L.	Baleares	2009)	(O.Q.L.	Asturias	2011)	
De	acuerdo	con	los	conceptos	de:	
	Número	atómico		indica	el	número	de	protones	o	de	electrones	de	un	átomo	neutro.	
	Número	másico		indica	el	número	de	protones	+	neutrones	de	un	átomo.		
	 Isótopos	 son	 átomos	 con	 el	 mismo	 número	 atómico	 (igual	 número	 de	 protones)	 y	
diferente	número	másico	(diferente	número	de	neutrones).	
a)	Verdadero.	La	estructura	electrónica	del	ion	Na 	es	la	del	átomo	de	sodio	(grupo	1	y	
periodo	3	del	sistema	periódico)	[Ne]	3s 	pero	con	un	electrón	menos,	[He]	2s 	2p 	y	 la	
estructura	electrónica	del	Ne	(grupo	18	y	periodo	2	del	sistema	periódico)	es	[He]	2s 	2p .	
Ambas	tienen	10	electrones,	se	trata	de	especies	químicas	isoelectrónicas.	
b‐d)	Falso.	De	acuerdo	con	las	estructuras	electrónicas	escritas	en	el	apartado	anterior,	el	
número	atómico	o	de	protones	del	Na	y	por	tanto	del	ion	Na 	es	11,	mientras	que	del	Ne	es	
10.		
c)	 Falso.	 Na 	 y	 Ne	 son	 especies	 químicas	 con	 diferente	 número	 de	 protones,	 11	 y	 10	
respectivamente,	 y	 su	 número	 de	 neutrones	 no	 se	 puede	 calcular	 al	 no	 conocer	 los	
números	másicos	de	las	especies	propuestas.	
e)	 Falso.	 Considerando	 que	 las	 masas	 del	 protón	 y	 del	 neutrón	 son	 aproximadamente	
iguales,	los	números	másicos	pueden	considerarse	como	masas	atómicas	aproximadas.	El	
Na 	tiene	una	masa	aproximada	de	23	u	y	la	del	 Ne	es	22.	
La	respuesta	correcta	es	la	a.	
	 	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 8	
	
11.14.	Dadas	las	siguientes	configuraciones	electrónicas	de	átomos	neutros:	
X:	1 	2 	 		 	 Y:	1 	2 	 	3 		
a)	La	configuración	de	Y	corresponde	a	un	átomo	de	sodio.	
b)	Para	pasar	de	X	a	Y	se	consume	energía.	
c)	La	configuración	de	Y	representa	a	un	átomo	del	tercer	periodo.	
d)	Las	configuraciones	de	X	e	Y	corresponden	a	diferentes	elementos.	
e)	La	energía	para	arrancar	un	electrón	es	igual	en	X	que	en	Y.	
(O.Q.N.	Ciudad	Real	1997)	(O.Q.L.	Asturias	1998)	(O.Q.L.	Castilla‐La	Mancha	2004)	(O.Q.L.	Almería	2005)		
(O.Q.L.	Asturias	2011)	
a‐c‐d)	Falso.	El	sodio	es	un	elemento	perteneciente	al	grupo	1	del	sistema	periódico,	que	
está	integrado	por	los	elementos:	
Periodo	 2 3 4 5 6 7
Elemento	 Li Na K Rb Cs Fr
El	 sodio	 se	encuentra	en	el	 grupo	1	y	periodo	3,	por	 lo	que	 su	estructura	electrónica	es						
1s 	 2s 	 2p 	 3s 	 o,	 de	 forma	 abreviada,	 [Ne]	 .	 Sumando	 el	 número	 de	 electrones	 se	
observa	que	tiene	11.	
La	 configuración	 electrónica	 propuesta	 para	 el	 átomo	 Y	 cuenta	 con	 10	 electrones,	 un	
electrón	menos	que	el	sodio,	y	además,	el	último	electrón	se	encuentra	en	un	orbital	con	
energía	superior	a	la	del	orbital	2p,	que	todavía	puede	alojar	un	electrón	más,	por	lo	que	la	
estructura	de	Y	corresponde	a	un	estado	excitado	de	un	elemento	del	2º	periodo.		
La	 estructura	 electrónica	 propuesta	 para	 el	 átomo	 X	 corresponde	 a	 la	 de	 su	 estado	
fundamental	o	de	mínima	energía.	
b)	Verdadero.	 Las	configuraciones	electrónicas	de	X	e	Y	cuentan	con	10	electrones,	 son	
isoelectrónicas,	 la	 diferencia	 entre	 ambas	 estriba	 en	 que	 en	 la	 estructura	 Y	 el	 último	
electrón	se	encuentra	en	un	orbital	con	energía	superior,	por	lo	tanto,	para	pasar	de	X	a	Y	
se	necesita	aportar	energía.	
e)	 Falso.	 El	 electrón	más	 externo	 se	 encuentra	 en	 un	 subnivel	 de	 energía	 con	 diferente	
valor	de	n	y	la	energía	para	arrancar	un	electrón	se	puede	calcular,	de	forma	aproximada,	
mediante	la	expresión:	
E	=	‐2,18·10
Z
n 	
(J)	
siendo	Z,	la	carga	nuclear	efectiva	de	la	especie	química.	
La	respuesta	correcta	es	la	b.	
11.15.	El	número	atómico	del	Fe	es	26.	Si	el	Ru	está	exactamente	debajo	del	Fe	en	 la	tabla	
periódica,	el	ion	Ru	(II)	tiene	una	configuración	periódica:	
a)	d9		
b)	d7		
c)	d8		
d)	d5		
e)	d6		
(O.Q.N.	Ciudad	Real	1997)	
Fe	y	Ru	pertenecen	al	grupo	8	del	sistema	periódico,	que	está	integrado	por	los	elementos:	
Periodo 4 5 6 7
Elemento Fe Ru Os Hs
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 9	
	
Fe	(Z=	26)	se	encuentra	en	el	periodo	4,	por	lo	que	su	estructura	electrónica	es:	
1s 	2s 	2p 	3s 	3p 	4s 	3d 	o,	de	forma	abreviada,	[Ar]	4s 	3d .	
Ru	(Z=	44)	se	encuentra	en	el	periodo	5,	por	lo	que	su	estructura	electrónica	abreviada	es:	
[Kr]	 	 .	
La	respuesta	correcta	es	la	e.	
11.16.	Uno	de	los	postulados	de	Bohr	establece	que:	
a)	La	energía	ni	se	crea	ni	se	destruye,	sólo	se	transforma.	
b)	No	puede	existir	un	electrón	con	los	cuatro	números	cuánticos	iguales.	
c)	Los	electrones	giran	en	torno	al	núcleo	en	órbitas	circulares	sin	emitir	energía	radiante.	
d)	Es	imposible	conocer	simultáneamente	la	velocidad	y	posición	del	electrón.(O.Q.L.	Murcia	1997)	
El	primer	postulado	de	Bohr	establece	que:	
“los	 electrones	 en	 sus	 giros	 en	 torno	 al	 núcleo	 no	 emiten	 energía	 y	 aunque	 están	
gobernados	 por	 ecuaciones	 clásicas,	 sólo	 son	 posibles	 las	 órbitas	 que	 cumplen	 la	
condición	de	cuantización”.	
Su	expresión	matemática	es:	
m·v·r	=	
n·h
2π
														
v	=	velocidad	del	electrón
m	=	masa	del	electrón								
h	=	constante	de	Planck				
r	=	radio	de	la	órbita									
	
n	es	el	número	cuántico	principal	que	sólo	puede	 tomar	valores	enteros	(1,	2,	3,…,	∞)	y	
que	indica	la	órbita	en	la	que	se	mueve	el	electrón.	
Estas	órbitas	en	las	que	el	electrón	no	emite	energía	se	llaman	estacionarias.	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.17.	¿Cuál	de	las	siguientes	combinaciones	de	números	cuánticos	n,	l	y	m	es	imposible	para	el	
electrón	de	un	átomo?	
	 n	 l	 m	
a)	 4	 2	 0	
b)	 5	 3	 ‐3	
c)	 5	 3	 4	
d)	 3	 1	 1	
(O.Q.L.	Murcia	1997)	
De	acuerdo	con	los	valores	que	pueden	tomar	los	números	cuánticos	de	un	electrón:	
n	=	1,	2,	3,	…,	∞	 	 	 l	=	0,	1,	2,	…,	(n	–	1)	
m	=	‐l,…,	0,	…,	+l		 	 s	=	±	½		
a‐b‐d)	Permitido.	Todos	los	números	cuánticos	tienen	los	valores	adecuados.	
c)	Prohibido.	Si	l	=	3,	el	valor	de	m	sólo	puede	ser	3,	2,	1,	0,	‐1,	‐2,	‐3.	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
	 	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 10	
	
11.18.	Las	líneas	del	espectro	de	emisión	de	un	elemento	se	deben	a	que	los	electrones:	
a)	Saltan	de	un	nivel	de	energía	de	un	átomo	a	otro	nivel	de	energía	de	otro	átomo.	
b)	Chocan	entre	sí	en	la	órbita,	elásticamente.	
c)	Saltan	de	un	nivel	a	otro	de	menor	energía,	en	el	mismo	átomo.	
d)	Saltan	de	un	nivel	a	otro	de	mayor	energía,	en	el	mismo	átomo.	
(O.Q.L.	Murcia	1997)	
Cuando	 los	 electrones	 de	 un	 átomo	 energéticamente	 excitado	 caen	 un	 nivel	 cuántico	
inferior	(de	menor	energía)	emiten	la	diferencia	de	energía	existente	entre	los	dos	niveles	
en	forma	de	radiación	electromagnética	que	da	lugar	a	una	línea	en	el	espectro	de	emisión.	
ΔE	=	hν												 h	=	constante	de	Planck										
ν	=	frecuencia	de	la	radiación
	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.19.	Rutherford	realizó	una	famosa	experiencia	que	le	permitió	proponer	su	modelo	atómico.	
Para	ello:	
a)	Empleó	electrones	fuertemente	acelerados	y	un	ánodo	de	molibdeno.	
b)	Usó	un	nuevo	espectrómetro	de	masas	que	acababa	de	inventar	Bohr.	
c)	Hizo	incidir	radiación	alfa	sobre	láminas	de	oro.	
d)	Bombardeó	una	pantalla	de	 sulfuro	de	cinc	con	 la	radiación	obtenida	en	el	 tubo	de	 rayos	
catódicos.	
(O.Q.L.	Murcia	1997)	
El	experimento	de	Rutherford	realizado	por	H.	Geiger	y	E.	Marsden	que	permitió	demostrar	
la	 existencia	 del	 núcleo	 atómico	 consistió	 en	 bombardear	 una	 fina	 lámina	 de	 oro	 con	
partículas	 alfa	 y	medir	 la	 gran	desviación	de	unas	pocas	partículas	 al	 “chocar”	 contra	 la	
lámina	metálica.	
E.	Rutherford	explicó	la	desviación	de	estas	partículas	suponiendo	la	existencia	en	el	átomo	
de	un	núcleo	central,	pequeño,	másico	y	positivo	que	repelía	a	las	partículas	alfa	cargadas	
positivamente.	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.20.	De	acuerdo	con	el	principio	de	incertidumbre	de	Heisenberg:	
a)	Los	electrones	se	mueven	describiendo	órbitas	circulares.	
b)	Los	electrones	se	mueven	describiendo	órbitas	elípticas.	
c)	Si	el	electrón	está	descrito	por	el	orbital	1s,	su	movimiento	está	restringido	a	una	esfera.	
d)	No	se	puede	conocer	la	trayectoria	del	electrón.	
(O.Q.L.	Murcia	1997)	
El	principio	de	indeterminación	o	incertidumbre	propuesto	por	W.	Heisenberg	dice	que:	
		“es	 imposible	 conocer	 de	 forma	 exacta	 y	 simultánea	 el	 momento	 (velocidad)	 y	
posición	de	un	electrón	aislado”.		
Su	expresión	matemática	es:	
Δx·Δp	≥
h
4π
										
Δx	 	incertidumbre	de	la	posición	de	la	partícula																						
Δp	 	incertidumbre	del	momento	 velocidad 	de	la	partícula
h	 	constante	de	Planck																																																																						
	
Si	 no	 se	 puede	 conocer,	 de	 forma	 exacta,	 la	 posición,	 tampoco	 es	 posible	 conocer	 la	
trayectoria.		
La	respuesta	correcta	es	la	d.	 	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 11	
	
11.21.	La	configuración	electrónica	del	Li	en	el	estado	fundamental	es	1s2	2s1	y	por	tanto:	
a)	El	Li	es	un	elemento	del	grupo	12.	
b)	El	átomo	de	Li	tiene	propiedades	magnéticas.	
c)	La	energía	del	electrón	2s	en	el	Li	viene	dada	por	la	fórmula	de	Bohr	con	n	=	2.	
d)	La	energía	del	orbital	2s	en	el	Li	y	en	el	H	es	la	misma.	
e)	Esta	configuración	podría	ser	1s2	2p1	ya	que	los	orbitales	2s	y	2p	son	degenerados.	
(O.Q.N.	Burgos	1998)	(O.Q.L.	Madrid	2004)	
a)	 Falso.	 De	 acuerdo	 con	 la	 estructura	 electrónica,	 el	 Li	 es	 un	 elemento	 que	 tiene	 un	
electrón	en	su	última	capa,	2s ,	y	los	elementos	con	un	único	electrón	externo	pertenecen	
al	grupo	1	del	sistema	periódico.		
b)	 Verdadero.	 De	 acuerdo	 con	 la	 estructura	 electrónica,	 el	 Li	 tiene	 un	 electrón	
desapareado.	 Los	 átomos	 o	 iones	 que	 presentan	 electrones	 desapareados	 son	 especies	
paramagnéticas	que	crean	un	campo	magnético	que	hace	que	sean	atraídas	por	un	campo	
magnético	externo.	 La	 atracción	aumenta	 con	 el	 número	de	 electrones	despareados	que	
presentan.	
c)	Falso.	 Según	el	modelo	de	Bohr,	 la	 energía	 correspondiente	a	un	electrón	en	un	nivel	
cuántico	se	calcula	mediante	la	ecuación:	
E	=	‐2,18·10
Z
n 	
(J)	
donde	Z	es	el	número	atómico	y	n	el	número	cuántico	principal	que	indica	el	nivel	cuántico	
en	el	que	se	encuentra	el	electrón	pero	sólo	es	aplicable	a	átomos	hidrogenoides,	es	decir,	
que	 tienen	 un	 solo	 electrón.	 De	 acuerdo	 con	 su	 estructura	 electrónica,	 el	 Li	 tiene	 tres	
electrones	(Z	=	3).	
d)	Falso.	Según	el	modelo	de	Bohr,	 la	energía	correspondiente	a	un	electrón	en	un	nivel	
cuántico	se	calcula	mediante	la	ecuación:	
E	=	‐2,18·10
Z
n 	
(J)	
donde	Z	es	el	número	atómico	y	n	el	número	cuántico	principal	que	indica	el	nivel	cuántico	
en	el	que	se	encuentra	el	electrón.	
De	 acuerdo	 con	 sus	 estructuras	 electrónicas,	 H	 y	 Li	 tienen	 diferente	 valor	 de	 Z,	
respectivamente,	 1	 y	 3,	 así	 que	 aunque	 el	 valor	 de	 n	 sea	 el	 mismo	 (2	 por	 tratarse	 del	
orbital	2s),	las	energías	serán	diferentes.	
e)	 Falso.	 La	 configuración	 electrónica	 1s 	 2p 	 no	 correspondería	 al	 estado	 fundamental	
sería	un	estado	excitado	del	Li	ya	que	se	incumple	el	principio	de	mínima	energía	que	dice	
que:	“los	electrones	van	ocupando	los	orbitales	según	energías	crecientes”.	Además	el	orbital	
1s	no	se	encuentra	energéticamente	degenerado.	
La	respuesta	correcta	es	la	b.	
11.22.	¿Cuál	de	las	siguientes	ondas	electromagnéticas	tienen	longitud	de	onda	más	larga?	
a)	Rayos	cósmicos	
b)	Microondas	
c)	Rayos	X	
d)	Rayos	γ		
e)	Luz	visible	
(O.Q.N.	Burgos	1998)	(O.Q.L.	Barcelona	2001)	(O.Q.N.	Valencia	de	D.	Juan	2004)		
(O.Q.L.	Extremadura	2003)	(O.Q.L.	Extremadura	2005)	(O.Q.L.	Murcia	2010)	
Proble
La	 f
elect
De	ac
(MW
La	re
(En	
pregu
11.23
0,10	c
a)	3,3
b)	3,3
c)	3,0
d)	3,0
e)	3,0
(Dato
La	 re
viene
La	fre
La	re
11.24
Co	(II
a)	d5	
b)	d4	
c)	d6	
d)	d3	
e)	d3	y
La	es
el	Pri
emas	y	Cuestio
figura	 adju
romagnétic
cuerdo	con	
W).	
espuesta	cor
la	 cuestión	
unta	cuáles	
3.	 Calcule	 la
cm.		
3·10 	Hz	
3·10 	Hz	
0·10 	Hz	
0·10 	Hz	
0·10 	Hz	
o.	Velocidad	
elación	 entr
e	dada	por	la
c	=	λ·ν	
ecuencia	de
ν	=	
3,00·1
0,1
espuesta	cor
4.	Los	núme
II)	son	respe
los	dos	ione
y	d6		
los	dos	iones
y	d6		
y	d7		
structura	ele
incipio	de	M
“en	 los	 orb
más	separa
ones	de	las	Olim
unta	 mues
o	(EEM),	ord
la	figura,	las
rrecta	es	la	b
propuesta	
son	las	que	
a	 frecuencia
de	la	luz	=	3
re	 la	 longitu
a	expresión
	la	radiación
0 	m·s
10	cm
	
10
rrecta	es	la	d
ros	atómico
ectivamente:
es	
s	
ectrónica	ab
Máxima	Mult
bitales	 de	 id
ados	posible
mpiadas	de	Qu
stra	 las	 d
denadas	de	
s	ondas	más
b.	
en	 Barcelo
tienen	men
a	 de	 laradia
3,00·10 	m·
(
ud	de	 onda	
:	
n	es:	
00	cm
1	m
	=	3,0
d.	
os	del	Cr	y	C
:	
breviada	del
tiplicidad	de
déntica	 ener
e,	desaparead
uímica.	Volume
	
diferentes	
mayor	a	me
s	largas	(de	
ona	 2001,
nor	frecuenc
ación	 de	mi
)	
(O.Q.N.	Burgos	
y	 la	 frecuen
00·10 	
Co	 son	24	y	
l	Cr	(Z	=	24)
e	Hund	que	d
rgía	 (degene
dos	y	con	los
en	4.	(S.	Menar
ondas	 que
enor	longitu
menor	frec
Extremadur
cia).	
icroondas	 co
1998)	(O.Q.L.	A
ncia	 de	 una
(Hz)	
27,	respecti
(O.Q.N.
)	es	[Ar]	4s
dice	que:		
erados),	 los	
s	espines	par
rgues	&	F.	Latre
e	 compone
d:	
uencia)	son
ra	 2005	 y	
on	 una	 long
Asturias	2002)	
	 radiación	 e
ivamente.	Lo
	Burgos	1998)	
	3d ,	ya	que
electrones	
ralelos”,		
e)		
en	 el	 esp
	
n	las	microo
Murcia	 201
gitud	 de	 on
	(O.Q.L.	Madrid
electromagn
os	 iones	Cr	 (
	(O.Q.L.	Madrid
e	de	acuerd
se	 encuentr
12	
pectro	
ondas	
10	 se	
da	 de				
d	2010)	
nética	
(III)	y					
d	2011)	
do	con	
ran	 lo	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 13	
	
le	corresponde	una	distribución	de	los	electrones	en	los	orbitales:	
4s	 3d	
	 	 	 	 	 	
El	Cr 	pierde	tres	electrones,	los	más	alejados	del	núcleo,	que	son	los	que	tienen	mayor	
valor	de	n	y	que	se	encuentran	uno	de	ellos	en	el	orbital	4s	y	otros	dos	en	el	orbital	3d,	y	su	
estructura	electrónica	es	[Ar]	 :	
4s	 3d	
	 	 	 	 	 	
	De	la	misma	forma,	para	Co	(Z	=	27)	la	estructuras	electrónica	es	[Ar]	4s 	3d :	
4s	 3d	
	   	 	 	
El	Co 	pierde	tres	electrones,	los	más	alejados	del	núcleo,	que	son	los	que	tienen	mayor	
valor	de	n	y	que	se	encuentran	dos	de	ellos	en	el	orbital	4s	y	otro	en	el	orbital	3d,	y	 su	
estructura	electrónica	es	[Ar]	 :	
4s	 3d	
	  	 	 	 	
La	respuesta	correcta	es	la	d.		
(Cuestión	similar	a	la	propuesta	en	Navacerrada	1996).	
11.25.	Para	la	especie	iónica	O,	se	puede	afirmar	que:	
a)	Su	número	atómico	es	el	mismo	que	el	del	elemento	situado	a	continuación	en	el	mismo	
período	de	la	tabla	periódica.	
b)	Su	configuración	electrónica	será	igual	a	la	del	elemento	que	le	sigue	en	el	mismo	período.	
c)	Tiene	dos	electrones	desapareados.	
d)	Su	número	másico	es	el	mismo	que	el	del	elemento	que	le	sigue	en	el	mismo	período.	
e)	No	tiene	propiedades	paramagnéticas.	
(O.Q.N.	Burgos	1998)	(O.Q.L.	Asturias	2002)	(O.Q.L.	Baleares	2002)	(O.Q.L.	Asturias	2009)	(O.Q.L.	La	Rioja	2010)	
La	estructura	electrónica	del	ion	O 	es	1s 	2s 	2p 	ya	que	tiene	un	electrón	que	el	átomo	
de	O.	Aunque	tiene	9	electrones	su	número	atómico	Z	es	8.	
a)	Falso.	Un	elemento	se	diferencia	del	 inmediato	anterior	en	que	su	número	atómico	es	
una	unidad	superior	y	por	tanto	tiene	un	protón	y	un	electrón	más.	
b)	Verdadero.	El	ion	O 	y	el	elemento	que	le	sigue	en	el	mismo	periodo,	F	(Z	=	9),	tienen	la	
misma	estructura	electrónica,	 	 	 .	Se	trata	de	especies	isoelectrónicas.	
c‐e)	Falso.	De	acuerdo	con	el	Principio	de	Máxima	Multiplicidad	de	Hund	que	dice	que:		
“en	 los	 orbitales	 de	 idéntica	 energía	 (degenerados),	 los	 electrones	 se	 encuentran	 lo	
más	separados	posible,	desapareados	y	con	los	espines	paralelos”	
al	ion	O 	le	corresponde	una	distribución	de	los	electrones	en	los	orbitales:	
2s	 2p	
   	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 14	
	
Como	se	observa,	tiene	un	único	electrón	desapareado.	
Las	especies	químicas	con	electrones	desapareados	se	denominan	paramagnéticas	y	son	
aquellas	que	interaccionan	con	un	campo	magnético.	
d)	 Falso.	 Dos	 elementos	 situados	 en	 diferentes	 periodos	 tienen	 números	 atómicos	
diferentes	 (tienen	diferente	número	de	capas	electrónicas).	Al	crecer	el	número	atómico	
(protones)	 también	 crece	 el	 número	 de	 neutrones,	 por	 tanto,	 ambos	 elementos	 tienen	
números	másicos	distintos.	
La	respuesta	correcta	es	la	b.		
11.26.	¿Qué	combinación	de	números	cuánticos	no	puede	corresponder	a	un	electrón?	
	 n	 l	 m	
a)	 5	 0	 1	
b)	 3	 1	 ‐1	
c)	 5	 3	 ‐2	
d)	 3	 1	 0	
	(O.Q.L.	Murcia	1998)	
De	acuerdo	con	los	valores	que	pueden	tomar	los	números	cuánticos	de	un	electrón:	
n	=	1,	2,	3,	…,	∞	 	 	 l	=	0,	1,	2,	…,	(n	–	1)	
m	=	‐l,…,	0,	…,	+l		 	 s	=	±	½		
a)	Prohibido.	Si	l	=	0,	el	valor	de	m	sólo	puede	ser	0.	
b‐c‐d)	Permitido.	Todos	los	números	cuánticos	tienen	los	valores	adecuados.	
La	respuesta	correcta	es	la	a.	
11.27.	Una	de	las	siguientes	designaciones	para	un	orbital	atómico	es	incorrecta,	¿cuál	es?	
a)	6s		
b)	3f		
c)	8p		
d)	4d		
(O.Q.L.	Murcia	1998)	
De	acuerdo	con	los	valores	que	pueden	tomar	los	números	cuánticos	de	un	electrón:	
n	=	1,	2,	3,	…,	∞	 	 	 l	=	0,	1,	2,	…,	(n	–	1)	
Además	 los	 diferentes	 valores	 del	 número	 cuántico	 secundario	 se	 corresponden	 con	 el	
tipo	de	orbital	atómico:	
l	=	0		orbital	s	 	 	 l	=	1		orbital	p	
l	=	2		orbital	d		 	 l	=	3		orbital	f	
a)	Verdadero.	Orbital	6s	(n	=	6,	l	=	0).	
b)	Falso.	Orbital	3f	(n	=	3,	l	=	3).	Combinación	prohibida.	
c)	Verdadero.	Orbital	8p	(n	=	8,	l	=	1).	
d)	Verdadero.	Orbital	4d	(n	=	4,	l	=	2).	
La	respuesta	correcta	es	la	b.	 	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 15	
	
11.28.	La	configuración	electrónica:	
1 	2 	2 	3 	3 	
no	puede	corresponder	a	la	siguiente	especie	química:	
a)	 	
b)	 		
c)	 		
d)	 		
d)	 		
(O.Q.L.	Murcia	1998)	(O.Q.L.	Madrid	2003)	(O.Q.L.	La	Rioja	2004)	
a)	Verdadero.	El	elemento	cuyo	símbolo	es	Ar	es	el	argón	cuya	configuración	electrónica	es		
1s 	 2s 	 2p 	 3s 	 3p ,	 de	 forma	 abreviada	 [Ne]	 3s 	 3p .	 Esta	 configuración	 electrónica	
coincide	con	la	propuesta.	
b)	Verdadero.	El	elemento	cuyo	símbolo	es	Ca	es	el	calcio	cuya	configuración	electrónica	
abreviada	es	[Ar]	4s .		
La	 configuración	 electrónica	 del	 ion	 Ca 	 es	 [Ne]	 3s 	 3p 	 ya	 que	 pierde	 dos	 electrones	
externos	del	orbital	4s.	Esta	configuración	electrónica	coincide	con	la	propuesta.	
c)	Verdadero.	El	elemento	cuyo	símbolo	es	Cl	es	el	cloro	cuya	configuración	electrónica	es	
[Ne]	3s 	3p .	
La	 configuración	 electrónica	 del	 ion	 Cl 	 es	 [Ne]	 3s 	 3p 	 ya	 que	 gana	 un	 electrón	 y	
completa	el	orbital	3p.	Esta	configuración	electrónica	coincide	con	la	propuesta.	
d)	 Falso.	 El	 elemento	 cuyo	 símbolo	 es	 S	 es	 el	 azufre	 cuya	 configuración	 electrónica	 es					
[Ne]	3s 	3p .		
La	 configuración	 electrónica	 del	 ion	 S 	 es	 [Ne]	 3s 	 3p 	 ya	 que	 pierde	 dos	 electrones	
externos	del	orbital	3p.	Esta	configuración	electrónica	no	coincide	con	la	propuesta.	
e)	Verdadero.	El	elemento	cuyo	símbolo	es	S	es	el	azufre	cuya	configuración	electrónica	es					
[Ne]	3s 	3p .		
La	 configuración	 electrónica	 del	 ion	 S 	 es	 [Ne]	 3s 	 3p 	 ya	 que	 gana	 dos	 electrones	 y	
completa	el	orbital	3p.	Esta	configuración	electrónica	coincide	con	la	propuesta.	
La	respuesta	correcta	es	la	d.	
11.29.	De	las	siguientes	parejas,	¿en	cuál	de	ellas	las	dos	especies	son	isoelectrónicas?	
a)	 	y	Fe	
b)	K	y	 		
c)	 	y	 		
d)	 	y	 		
(O.Q.L.	Murcia	1998)	
Especies	isoelectrónicas	son	aquellas	que	tienen	idéntica	estructura	electrónica.	
	El	elemento	con	símbolo	S	es	el	azufre	y	pertenece	al	grupo	16	y	periodo	3	del	sistema	
periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ne]	3s 	3p .		
La	 configuración	 electrónica	 del	 ion	 S 	 es	 [Ne]	 	 	 ya	 que	 gana	 dos	 electrones	 y	
completa	el	orbital	3p.	
	El	elemento	con	símbolo	Fe	es	el	hierro	y	pertenece	al	grupo	8	y	periodo	4	del	sistema	
periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ar]	 	 .	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 16	
	
	El	elemento	con	símbolo	K	es	el	potasio	y	pertenece	al	grupo	1	y	periodo	4	del	sistema	
periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ar]	 .		
	 El	 elemento	 con	 símbolo	 Mg	 es	 el	 magnesio	 y	 pertenece	 al	 grupo	 2	 y	 periodo	 3	 del	
sistema	periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónicaabreviada	es	[Ne]	3s .		
La	configuración	electrónica	del	ion	Mg 	es	[He]	 	 	ya	que	cede	dos	electrones	de	
su	capa	más	externa.	
	El	elemento	con	símbolo	Ca	es	el	calcio	y	pertenece	al	grupo	2	y	periodo	4	del	sistema	
periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ar]	4s .		
La	configuración	electrónica	del	ion	Ca 	es	[Ne]	 	 	ya	que	cede	dos	electrones	de	su	
capa	más	externa.	
	El	elemento	con	símbolo	Cl	es	el	cloro	y	pertenece	al	grupo	17	y	periodo	3	del	sistema	
periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ne]	3s 	3p .		
La	 configuración	 electrónica	 del	 ion	 Cl 	 es	 [Ne]	 	 	 ya	 que	 gana	 un	 electrón	 y	
completa	el	orbital	3p.	
La	pareja	de	especies	isoelectrónicas	es	 	y	 .	
La	respuesta	correcta	es	la	c.		
11.30.	Las	especies	químicas	 	y	He:	
a)	Reaccionan	entre	sí	para	formar	HeH.	
b)	Son	isotópicas.	
c)	Son	isotónicas.	
d)	Son	isoeléctricas.	
(O.Q.L.	Murcia	1998)	
Las	dos	especies	tienen	la	misma	configuración	electrónica,	1s ,	por	lo	son	isoeléctricas	o	
isoelectrónicas.	
La	respuesta	correcta	es	la	d.		
11.31.	El	espectro	de	emisión	del	hidrógeno	atómico	se	puede	describir	como:	
a)	Un	espectro	continuo.	
b)	Series	de	líneas	igualmente	espaciadas	respecto	a	la	longitud	de	onda.	
c)	Un	conjunto	de	series	de	cuatro	líneas.	
d)	Series	de	líneas	cuyo	espaciado	disminuye	al	aumentar	el	número	de	ondas.	
e)	Series	de	líneas	cuyo	espaciado	disminuye	al	aumentar	la	longitud	de	onda.	
(O.Q.N.	Almería	1999)	
Un	 espectro	 atómico	 se	 define	 como	 un	 conjunto	 discontinuo	 de	 líneas	 de	 diferentes	
colores	con	espaciado	entre	éstas	que	disminuye	al	disminuir	la	longitud	de	onda	o	lo	que	
es	lo	mismo	al	aumentar	el	número	de	ondas	(1/)	y	es	característico	para	cada	elemento.	
Por	ejemplo,	para	la	serie	de	Lyman:	
Salto	 	(nm)	 1/	(nm )	 Δ	(nm)	
2		1	 121,5	 8,2·10 		 	
3		1	 102,5	 9,8·10 		 19,0	
4		1	 97,2	 1,02·10 	 5,3	
5		1	 94,9	 1,05·10 		 2,3	
6		1	 93,7	 1,07·10 		 1,2	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 17	
	
La	respuesta	correcta	es	la	d.	
11.32.	El	conjunto	de	números	cuánticos	que	caracteriza	al	electrón	externo	del	átomo	de	
cesio	en	su	estado	fundamental	es:	
a)	6,	1,	1,	½	
b)	6,	0,	1,	½	
c)	6,	0,	0,	‐½	
d)	6,	1,	0,	½	
e)	6,	2,	1,	‐½	
(O.Q.N.	Almería	1999)	(O.Q.L.	Asturias	2002)	(O.Q.L.	Almería	2005)	(O.Q.L:	La	Rioja	2011)	
El	 cesio	 es	 un	 elemento	 perteneciente	 al	 grupo	 1	 y	 periodo	 6	 del	 sistema	 periódico.	 Le	
corresponde	 una	 estructura	 electrónica	 abreviada	 [Xe]	 6s .	 De	 acuerdo	 con	 ella,	 los	
valores	que	pueden	tomar	los	números	cuánticos	de	su	electrón	más	externo	son:	
n	=	6	(se	encuentra	en	el	6º	periodo	o	nivel	de	energía)	
l	=	0	(se	trata	del	subnivel	s)	
m	=	0	(se	trata	de	un	orbital	s)	
s	=	±	½	(según	cuál	sea	el	spín	del	electrón)	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.33.	Dadas	las	siguientes	configuraciones	de	átomos	neutros:	
X:	1 	2 	2 	3 		 	 Y:	1 	2 	2 	3 	3 	
a)	La	energía	para	arrancar	un	electrón	es	igual	en	X	que	en	Y.	
b)	Las	configuraciones	de	X	e	Y	corresponden	a	diferentes	elementos.	
c)	La	configuración	de	Y	representa	a	un	metal	de	transición.	
d)	Para	pasar	de	X	a	Y	se	consume	energía.	
e)	La	configuración	de	Y	corresponde	a	un	átomo	de	aluminio.	
(O.Q.N.	Almería	1999)	(O.Q.L.	Asturias	2002)	(O.Q.L.	Asturias	2009)	
a)	 Falso.	 El	 electrón	más	 externo	 se	 encuentra	 en	 un	 subnivel	 de	 energía	 con	 diferente	
valor	de	n	y	la	energía	para	arrancar	un	electrón	se	puede	calcular,	de	forma	aproximada,	
mediante	la	expresión:	
E	=	‐2,18·10
Z
n 	
(J)	
siendo	Z,	la	carga	nuclear	efectiva	de	la	especie	química.	
b‐c‐e)	 Falso.	 La	 configuración	 electrónica	 propuesta	 para	 el	 átomo	 Y	 cuenta	 con	 12	
electrones,	y	además,	el	último	electrón	se	encuentra	en	un	orbital	con	energía	superior	a	
la	del	orbital	3s,	que	todavía	puede	alojar	un	electrón	más,	por	 lo	que	 la	estructura	de	Y	
corresponde	a	un	estado	excitado	de	un	elemento	del	3er	periodo.		
Al	átomo	Y	le	corresponde	una	estructura	electrónica	abreviada	en	el	estado	fundamental	
del	 átomo	 [Ne]	 3s 	 por	 lo	 que	 se	 encuentra	 en	 el	 grupo	 2	 y	 periodo	 3	 del	 sistema	
periódico.	Este	grupo	(metales	alcalinotérreos)	está	integrado	por	los	elementos:	
Periodo	 2 3 4 5 6 7
Elemento	 Be Mg Ca Sr Ba Ra
El	átomo	Y	es	el	Mg	en	un	estado	energético	excitado.	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 18	
	
d)	Verdadero.	Las	configuraciones	electrónicas	de	X	e	Y	cuentan	con	12	electrones,	 son	
isoelectrónicas,	 la	 diferencia	 entre	 ambas	 estriba	 en	 que	 en	 la	 estructura	 Y	 el	 último	
electrón	se	encuentra	en	un	orbital	con	energía	superior,	por	lo	tanto,	para	pasar	de	X	a	Y	
se	consume	energía.	
La	respuesta	correcta	es	la	d.	
11.34.	¿Qué	combinación	de	números	cuánticos	puede	corresponderle	al	electrón	d	del	Sc?	
	 n	 l	 m	
a)	 2	 3	 	0	
b)	 4	 2	 	1	
c)	 3	 2	 ‐2	
d)	 3	 1	 ‐1	
(O.Q.L.	Murcia	1999)	
El	elemento	Sc,	escandio,	se	encuentra	en	el	grupo	3	y	periodo	4	del	sistema	periódico.	Por	
tanto,	le	corresponde	una	configuración	electrónica	abreviada	[Ar]	4s 	3d .	Los	números	
cuánticos	correspondientes	al	electrón	3d 	son:	
	n	=	3	(tercer	nivel	de	energía)	
	l	=	2	(subnivel	de	energía	d)	
	 m	 =	 2,	 1,	 0,	 ‐1,	 ‐2	 (indistintamente,	 ya	 que	 el	 subnivel	 d	 está	 quíntuplemente	
degenerado,	es	decir,	el	subnivel	d	tiene	5	orbitales	diferentes	d ,	d ,	d ,	d ,	d )	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.35.	La	energía	del	electrón	del	átomo	de	hidrógeno,	en	julios,	puede	calcularse	por	medio	
de	 la	expresión	 	=	‐2,18·10 / 	(J),	dónde	n	 indica	el	número	cuántico	principal.	¿Cuál	
será	 la	frecuencia	de	 la	radiación	absorbida	para	hacer	pasar	el	electrón	desde	n	=	2	hasta			
n	=	4?	
a)	0,082	ciclos· 		
b)	6,023·10 	Hz	
c)	6,17·10 	 		
d)	1,09·10 	Hz	
(Dato.	h	=	6,626·10 	J·s)	
(O.Q.L.	Murcia	1999)	
La	energía	asociada	a	una	transición	electrónica	se	calcula	mediante	la	expresión:	
ΔE	 	2,18·10
1
n
		
1
n
	
La	energía	absorbida	para	la	transición	electrónica	2		4	es:	
ΔE24	 	2,18·10
1
2
		
1
4
	4,09·10 		J	
La	energía	del	salto	está	cuantizada	de	acuerdo	con	la	expresión:	
ΔE	=	h·ν		
Despejando:	
ν	=	
4,09·10 		J
6,626·10 		J·s
	=	6,17·10 	 	(Hz)	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 19	
	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.36.	La	distribución	electrónica:	
1 	2 	2 	3 	3 	4 	3 	4 		
corresponde:	
a)	Al	ion	 .	
b)	Al	ion	 .	
c)	A	un	átomo	de	Se,	en	su	estado	fundamental.	
d)	A	un	átomo	de	Hg	excitado.	
(O.Q.L.	Murcia	1999)	
a)	Falso.	El	elemento	con	símbolo	Ga	es	el	galio	y	pertenece	al	grupo	13	y	periodo	4	del	
sistema	periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ar]	3d 	4s 	4p .	
La	configuración	electrónica	del	ion	Ga 	es	[Ar]	3d 	4s 	ya	que	el	electrón	del	orbital	4p.	
b)	Falso.	El	elemento	con	símbolo	Br	es	el	bromo	y	pertenece	al	grupo	17	y	periodo	4	del	
sistema	periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ar]	3d 	4s 	4p .		
La	configuración	electrónica	del	 ion	Br 	es	 [Ar]	3d 	4s 	4p 	ya	que	gana	un	electrón	y	
completa	el	orbital	4p.	
c)	Verdadero.	El	elemento	con	símbolo	Se	es	el	selenio	y	pertenece	al	grupo	16	y	periodo	
4	del	sistema	periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	coincide	con	la	propuesta	
1s 	2s 	2p 	3s 	3p 	4s 	3d 	4p .		
d)	Falso.	El	elemento	con	símbolo	Hg	es	el	mercurio	y	pertenece	al	grupo	12	y	periodo	6	
del	sistema	periódico	por	 lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	 [Xe]	6s 	4f 	
5d .	
Para	 que	 se	 encuentre	 en	 un	 estado	 excitado	 basta	 con	 que	 uno	 de	 sus	 electrones	 no	
cumpla	el	Principio	de	Mínima	Energía	o	el	de	Máxima	Multiplicidad	de	Hund.	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.37.	El	deuterio:	
a)	Está	formado	por	dos	átomos	de	uterio.	
b)	Es	un	átomo	isotópico	del	átomo	de	hidrógeno.	
c)	Tiene	configuración	electrónica	de	gas	noble.	
d)	Tiene	sunúmero	atómico	igual	a	2.	
(O.Q.L.	Murcia	1999)	(O.Q.L.	Baleares	2011)	
El	deuterio	es	un	isótopo	del	hidrógeno	( H)	que	tiene	un	neutrón	en	su	núcleo.		
La	respuesta	correcta	es	la	b.	
11.38.	Indique	la	combinación	correcta	de	números	cuánticos:	
	n	 l	 m							s	
a)	 0	 0	 0						½	
b)	 1	 1	 0						½	
c)	 1	 0	 0					‐½	
d)	 2	 1	 ‐2					½	
e)	 2	 2	 ‐2					½	
(O.Q.N.	Murcia	2000)	
De	acuerdo	con	los	valores	que	pueden	tomar	los	números	cuánticos	de	un	electrón:	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 20	
	
n	=	1,	2,	3,	…,	∞	 	 	 l	=	0,	1,	2,	…,	(n	–	1)	
m	=	‐l,…,	0,	…,	+l		 	 s	=	±	½		
a)	Prohibido.	El	número	cuántico	n	no	puede	ser	0.	
b)	Prohibido.	Si	n	=	1,	el	valor	de	l	sólo	puede	ser	0.	
c)	Permitido.	Todos	los	números	cuánticos	tienen	los	valores	adecuados.	
d)	Prohibido.	Si	l	=	1,	el	valor	de	m	sólo	puede	ser	‐1,	0,	1.	
e)	Prohibido.	Si	n	=	2,	el	valor	de	l	puede	ser	0	ó	1	y	el	valor	de	m	sólo	puede	ser	0	(si	l	=	0)	
y	‐1,	0,	1	(si	l	=	1).	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.39.	El	modelo	atómico	de	Bohr	se	caracteriza,	entre	otras	cosas,	porque:	
a)	Los	electrones	tienen	aceleración	a	pesar	de	no	variar	su	energía.	
b)	Los	electrones	excitados	dejan	de	estar	en	órbitas	circulares.	
c)	Los	electrones	pueden	pasar	a	una	órbita	superior	emitiendo	energía.	
d)	Los	electrones	tienen	la	misma	velocidad	en	cualquier	órbita.	
e)	Los	electrones	no	tienen	energía	potencial,	sólo	cinética.	
f)	Los	electrones	excitados	no	están	descritos	por	este	modelo.	
g)	Todo	lo	anterior	es	cierto.	
(O.Q.N.	Murcia	2000)	(O.Q.L.	Murcia	2002)	(O.Q.L.	Murcia	2003)	(O.Q.L.	Murcia	2009)	
a)	Verdadero.	En	el	átomo	de	hidrógeno,	el	núcleo	atrae	al	electrón	con	una	fuerza	central	
electrostática	de	forma	que	el	electrón	gira	en	una	órbita	circular	sin	emitir	energía	(órbita	
estacionaria).		
La	expresión	matemática	para	una	de	estas	órbitas	es:	
k
e
r
	=	m
v
r
												
v	=	velocidad	del	electrón
e	=	carga	del	electrón								
m	=	masa	del	electrón							
k	=	constante																							
r	=	radio	de	la	órbita									
	
El	valor	v /r	es	la	aceleración	normal	del	electrón.	
b)	 Falso.	 En	 el	 átomo	 de	 Bohr	 sólo	 existen	 órbitas	 circulares	 asociadas	 con	 el	 número	
cuántico	principal	n.	
Cuando	los	electrones	ganan	energía	y	quedan	excitados,	saltan	a	una	órbita	circular	con	
mayor	energía	(n	superior).	
c)	 Falso.	 Cuando	 los	 electrones	 parar	 pasar	 a	 una	 órbita	 superior	 deben	 ganar	 energía.	
Cuando	la	emiten	caen	a	una	órbita	inferior	(n	menor).	
d)	Falso.	En	el	átomo	de	Bohr	la	velocidad	del	electrón	está	cuantizada	y	sólo	depende	del	
valor	del	número	cuántico	principal	n	de	acuerdo	con	la	expresión:	
v	=	
2220
n
	(km·s )	
e)	Falso.	Los	electrones	tienen	energía	potencial	por	ser	partículas	cargadas	en	el	interior	
del	campo	eléctrico	creado	por	el	núcleo.	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 21	
	
f)	 Falso.	 Los	 electrones	 excitados	 son	 los	 responsables	 de	 los	 saltos	 electrónicos	 y	 por	
tanto	de	la	aparición	de	las	rayas	en	los	espectros.	
La	respuesta	correcta	es	la	a.	
(En	las	diferentes	olimpiadas	han	sido	propuestas	cuatro	de	las	respuestas).	
11.40.	De	acuerdo	 con	 la	 teoría	mecanocuántica,	 el	 electrón	del	átomo	de	H	 en	 su	 estado	
fundamental:	
a)	Tiene	una	energía	igual	a	0.	
b)	 Estaría	 situado	 a	 una	 cierta	 distancia	 del	 núcleo,	 calculable	 exactamente,	 aunque	 de	
forma	compleja.	
c)	Existe	una	cierta	probabilidad	de	que	el	electrón	pueda	estar	a	una	determinada	distancia	
del	núcleo.	
d)	Podría	encontrarse	en	el	orbital	2s.	
e)	Ninguna	de	las	anteriores.	
(O.Q.N.	Murcia	2000)	(O.Q.L:	Baleares	2009)	
a)	Falso.	La	energía	del	electrón	del	átomo	de	hidrógeno	sólo	puede	valor	0	cuando	éste	se	
encuentra	a	una	distancia	infinita	del	núcleo,	es	decir,	fuera	de	dicho	átomo.	
b)	Falso.	Los	electrones	se	encuentran	en	orbitales,	regiones	del	espacio	con	cierta	energía	
donde	existe	una	elevada	probabilidad	de	encontrar	un	electrón.	Dicha	posición	no	puede	
determinarse	con	exactitud.	
c)	Verdadero.	Los	electrones	se	encuentran	en	orbitales,	regiones	del	espacio	con	cierta	
energía	donde	existe	una	elevada	probabilidad	de	encontrar	un	electrón.		
d)	Falso.	El	electrón	del	átomo	de	hidrógeno	en	su	estado	fundamental	se	encuentra	en	el	
orbital	1s.	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.41.	La	primera	línea	de	 la	serie	de	Balmer	del	espectro	del	hidrógeno	tiene	una	 longitud	
de	onda	de	656,3	nm,	correspondiéndole	una	variación	de	energía	de:	
a)	6,62·10 	J	
b)	1,01·10 	J	
c)	4,34·10 	J	
d)	3,03·10 	J	
e)	3,03·10 	J	
(Datos.	Constante	de	Planck	=	6,62·10 	J·s;	velocidad	de	la	luz	=	3,0·10 	m· )	
(O.Q.N.	Murcia	2000)	(O.Q.L.	Baleares	2003)	(O.Q.L.	Madrid	2011)	
La	energía	asociada	a	un	salto	electrónico	puede	calcularse	por	medio	de	la	ecuación:	
ΔE	=	
h·c
λ
	
Sustituyendo:	
ΔE	=	
6,62·10 		J·s 	 3,0·10 		m·s
656,3		nm
	
10 		nm
1		m
	=	3,03·10 	J	
La	respuesta	correcta	es	la	e.	
	 	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 22	
	
11.42.	 ¿Cuántas	 líneas	 espectrales	 cabe	 esperar,	 en	 el	 espectro	 de	 emisión	 del	 hidrógeno,	
considerando	 todas	 las	 posibles	 transiciones	 electrónicas	 de	 los	 5	 primeros	 niveles	
energéticos	de	dicho	átomo?	
a)	4	
b)	5	
c)	8	
d)	10	
e)	20	
(O.Q.N.	Murcia	2000)	(O.Q.L.	Preselección	C.	Valenciana	2009)	
Desde	 el	 nivel	 5	 el	 electrón	 puede	 caer	 a	 los	 cuatro	 niveles	 inferiores	 dando	 lugar	 a	 4	
líneas	en	el	espectro	de	emisión.	A	su	vez,	desde	nivel	4	hasta	el	nivel	1	se	producirían	3	
líneas	más	en	el	espectro	de	emisión;	desde	3	se	obtienen	2	líneas	más	y	desde	el	nivel	2	
otra	línea.	En	total	aparecen	(4	+	3	+	2	+	1)	=	10	líneas.	
La	respuesta	correcta	es	la	d.	
11.43.	 Si	 [Ar]	 representa	 la	 estructura	 electrónica	 de	 un	 átomo	 de	 argón	 (Z	 =	 18),	 el	 ion	
titanio	(II)	(Z	=	22)	puede	entonces	representarse	por:	
a)	[Ar]	4 	3 		
b)	[Ar]	4 		
c)	[Ar]	3 		
d)	[Ar]	3 		
(O.Q.L.	Murcia	2000)	
La	estructura	electrónica	abreviada	del	Ti	(Z	=	22)	es	[Ar]	4s 	3d ,	ya	que	de	acuerdo	con	
el	Principio	de	Máxima	Multiplicidad	de	Hund	que	dice	que:		
“en	 los	 orbitales	 de	 idéntica	 energía	 (degenerados),	 los	 electrones	 se	 encuentran	 lo	
más	separados	posible,	desapareados	y	con	los	espines	paralelos”,		
le	corresponde	una	distribución	de	los	electrones	en	los	orbitales:	
4s	 3d	
	 	 	 	 	 	
El	Ti 	pierde	dos	electrones,	 los	más	alejados	del	núcleo,	que	son	 los	que	tienen	mayor	
valor	de	n	y	que	se	encuentran	en	el	orbital	4s,	y	su	estructura	electrónica	es	[Ar]	 :	
4s	 3d	
	 	 	 	 	 	
La	respuesta	correcta	es	la	c.		
11.44.	Al	hablar	de	isótopos	nos	estaremos	refiriendo	a:	
a)	Átomos	de	la	misma	masa	atómica.	
b)	Átomos	con	distinto	número	de	electrones.	
c)	Átomos	con	el	mismo	número	atómico	pero	con	distinto	número	de	neutrones.	
d)	Átomos	con	el	mismo	número	másico	pero	con	distinto	número	de	protones.	
(O.Q.L.	Murcia	2000)	
Isótopos	 son	átomos	de	un	mismo	elemento	 con	 el	mismo	número	 atómico	 (número	de	
protones)	y	distinto	número	másico	(distinto	número	de	neutrones).	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	 	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 23	
	
11.45.	 ¿En	 cuál	 de	 las	 siguientes	 parejas	 ambos	 átomos	 tienen	 el	 mismo	 número	 de	
neutrones?	
a)	 	y	 		
b)	 	y	 		
c)	 	y	 		
d)	 	y	 		
(O.Q.L.	Murcia	2000)	
De	acuerdo	con	los	conceptos	de:	
	Número	atómico		indica	el	número	de	protones	o	de	electrones	de	un	átomo	neutro.	
	Número	másico		indica	el	número	de	protones	+	neutrones	de	un	átomo.	
El	número	de	neutrones	de	un	átomo	se	obtiene	mediante	la	diferencia	(A	–	Z).	
a)	C		(12	–	6)	=	6	neutrones	 	 	 Mg		(24	–	12)	=	12	neutrones	
b)	F		(19	–	9)	=	10	neutrones	 	 Ne		(20	–	10)	=	10	neutrones	
c)	Na		(23	–	11)	=	12	neutrones	 	 K		(39	–	19)	=	20	neutronesd)	Co		(59	–	27)	=	32	neutrones	 	 Ni		(59	–	28)	=	31	neutrones	
La	respuesta	correcta	es	la	b.	
11.46.	¿Cuál	de	las	siguientes	configuraciones	electrónicas	corresponde	a	un	átomo	en	estado	
excitado?	
a)	1 	2 	2 	3 		
b)	1 	2 	2 	3 	3 	4 		
c)	1 	2 	2 	6 		
d)	1 	2 	2 	3 	3 	4 	3 		
(O.Q.L.	Murcia	2000)	
a)	Falso.	Se	trata	de	un	estado	prohibido	ya	que	de	acuerdo	con	el	Principio	de	Exclusión	
de	 Pauli,	 en	 un	 orbital	 pueden	 existir,	 como	 máximo,	 dos	 electrones	 con	 los	 spines	
opuestos.	En	la	configuración	propuesta	en	el	orbital	2s	hay	tres	electrones.	
b‐d)	 Falso.	 Se	 trata	 de	 un	 estado	 fundamental	 ya	 que	 de	 acuerdo	 con	 el	 Principio	 de	
Mínima	Energía,	los	electrones	han	ido	ocupando	los	orbitales	según	energías	crecientes.	
c)	 Verdadero.	 Se	 trata	 de	 un	 estado	 excitado	 ya	 que	 de	 acuerdo	 con	 el	 Principio	 de	
Mínima	Energía,	se	debería	haber	empezado	a	llenar	el	orbital	3s	en	lugar	del	6p.	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.47.	La	configuración	electrónica:		
1 	2 	2 	3 	3 	4 	3 	4 	
corresponde	a	la	especie	química:	
a)	Xe	
b)	 		
c)	 		
d)	 	
(O.Q.L.	Murcia	2000)	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 24	
	
a)	 Falso.	 El	 elemento	 cuyo	 símbolo	 es	 Xe	 es	 el	 xenón	 cuya	 configuración	 electrónica	 es														
1s 	2s 	2p 	3s 	3p 	4s 	3d 	4p 	5s 	4d 	5p 	o	de	forma	abreviada	[Kr]	4d 	5s 	5p .	
Esta	configuración	electrónica	no	coincide	con	la	propuesta.	
b)	 Falso.	 El	 elemento	 cuyo	 símbolo	 es	 Sr	 es	 el	 estroncio	 cuya	 configuración	 electrónica	
abreviada	es	[Kr]	5s .		
La	configuración	electrónica	del	ion	Sr 	es	[Kr]	5s 	ya	que	pierde	un	electrón	externo	del	
orbital	5s.	Esta	configuración	electrónica	no	coincide	con	la	propuesta.	
c)	Verdadero.	El	elemento	cuyo	símbolo	es	Rb	es	el	rubidio	cuya	configuración	electrónica	
abreviada	es	[Kr]	5s .	
La	configuración	electrónica	del	ion	Rb 	es	[Ar]	 	 	 	ya	que	pierde	un	electrón	
externo	del	orbital	5s.	Esta	configuración	electrónica	coincide	con	la	propuesta.	
d)	 Falso.	 El	 elemento	 cuyo	 símbolo	 es	 Y	 es	 el	 itrio	 cuya	 configuración	 electrónica	 es										
[Kr]	5s 	4d .	
La	configuración	electrónica	del	ion	Y 	es	[Kr]	4d 	ya	que	pierde	dos	electrones	externos	
del	orbital	5s.	Esta	configuración	electrónica	no	coincide	con	la	propuesta.	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.48.	Supuestas	las	siguientes	afirmaciones:	
1)	Isótopos	son	átomos	de	un	mismo	elemento	con	diferente	número	de	electrones.	
2)	La	masa	atómica	relativa	de	un	elemento	viene	dada	por	su	número	total	de		
electrones.	
3)	Aproximadamente,	la	masa	atómica	relativa	de	un	elemento	es	la	suma	de	la	masa		
de	protones	más	la	masa	de	los	electrones.	
4)	Aproximadamente,	la	masa	atómica	relativa	de	un	elemento	es	la	suma	de	protones	
más	los	neutrones.	
Señale	cuál	de	las	propuestas	siguientes	es	correcta:	
a)	Sólo	la	1	y	2	son	falsas.	
b)	1	y	4	son	ciertas.	
c)	Sólo	la	4	es	cierta.	
d)	Ninguna	es	cierta.	
(O.Q.L.	Castilla	y	León	2000)	
La	masa	atómica	relativa	de	un	elemento	se	calcula	a	partir	de	las	masas	atómicas	de	los	
diferentes	isótopos	naturales	de	ese	elemento	y	de	sus	abundancias	relativas.	
1)	Falso.	Isótopos	son	átomos	de	un	mismo	elemento	con	diferente	número	de	neutrones.	
2‐3)	Falso.	El	número	de	electrones	de	un	átomo	no	afecta	prácticamente	al	 valor	de	su	
masa.	
4)	Falso.	La	suma	de	protones	y	neutrones	de	un	elemento	proporciona	su	número	másico.	
La	respuesta	correcta	es	la	d.	
11.49.	Del	siguiente	grupo	de	números	cuánticos,	¿cuál	o	cuáles	son	falsos?	
1)	(2,	1,	0,	½)	 	 2)	(2,	1,	‐1,	½)	 	 3)	(2,	0,	0,	‐½)	 	 4)	(2,	2,	1,	½)	
a)	Sólo	1	y	4.	
b)	Sólo	2	y	3.	
c)	Sólo	4.	
d)	Ninguna	es	falso.	
(O.Q.L.	Castilla	y	León	2000)	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 25	
	
De	acuerdo	con	los	valores	que	pueden	tomar	los	números	cuánticos	de	un	electrón:	
n	=	1,	2,	3,	…,	∞	 	 	 l	=	0,	1,	2,	…,	(n	–	1)	
m	=	‐l,…,	0,	…,	+l		 	 s	=	±	½		
1‐2‐3)	Permitido.	Todos	los	números	cuánticos	tienen	los	valores	adecuados.	
4)	Prohibido.	Si	n	=	2,	el	valor	de	l	sólo	puede	ser	0	y	1.	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.50.	La	función	de	onda	Ψ	(2,	2,	0)	representa:	
1)	El	orbital	2p	
2)	El	orbital	3p	
3)	El	orbital	2d	
4)	No	representa	ningún	orbital.	
Señale	cuál	de	las	siguientes	propuestas	es	correcta:	
a)	Sólo	la	3	es	falsa.	
b)	Sólo	la	4	es	cierta.	
c)	Sólo	la	2	es	cierta.	
d)	Ninguna	es	cierta.	
(O.Q.L.	Castilla	y	León	2000)	
De	acuerdo	con	los	valores	que	pueden	tomar	los	números	cuánticos	de	un	orbital:	
n	=	1,	2,	3,	…,	∞	 	 l	=	0,	1,	2,	…,	(n	–	1)	 	 m	=	‐l,…,	0,	…,	+l	
Si	 n	 =	 2,	 el	 valor	 de	 l	 sólo	 puede	 ser	 0	 y	 1,	 por	 tanto,	 la	 función	 de	 onda	 propuesta	 no	
corresponde	a	ningún	orbital	atómico.	
La	respuesta	correcta	es	la	b.	
11.51.	Indique	cuáles	de	las	siguientes	proposiciones	para	el	oxígeno	(Z	=	8)	son	ciertas:	
1)	1 	2 	2 	3 	es	un	estado	prohibido	
2)	1 	2 	2 	es	un	estado	prohibido	
3)	1 	2 	2 	es	un	estado	excitado	
4)	1 	2 	2 	es	un	estado	fundamental	
a)	1	y	2	son	ciertas.	
b)	Sólo	3	es	falsa.	
c)	Sólo	1	y	3	son	falsas.	
d)	Sólo	4	es	cierta.	
(O.Q.L.	Castilla	y	León	2000)	
1)	 Falso.	 La	 estructura	 1s 	 2s 	 2p 	 3s 	 no	 corresponde	 a	 un	 estado	 fundamental	 del	
oxígeno,	ya	que	tiene	tres	electrones	más.	
2)	Falso.	La	estructura	1s 	2s 	2p 	no	corresponde	a	un	estado	fundamental	del	oxígeno,	
ya	que	tiene	un	electrón	más.	
3)	 Falso.	 La	 estructura	 1s 	 2s 	 2p 	 no	 corresponde	 a	 un	 estado	 excitado,	 ya	 que	 de	
acuerdo	con	el	Principio	de	Mínima	Energía,	los	subniveles	se	han	ido	llenando	por	orden	
creciente	de	energía.	
4)	Verdadero.	La	estructura	1s 	2s 	2p 	corresponde	a	un	estado	fundamental,	ya	que	
de	 acuerdo	 con	 el	 Principio	 de	Mínima	 Energía,	 los	 subniveles	 se	 han	 ido	 llenando	 por	
orden	creciente	de	energía.	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 26	
	
La	respuesta	correcta	es	la	d.	
11.52.	Calcule	la	frecuencia	de	la	radiación	ultravioleta	con	una	longitud	de	onda	de	300	nm.	
a)	1	MHz	
b)	900	MHz	
c)	300	MHz	
d)	1·1010	MHz	
e)	1·109	MHz	
(Dato.	Velocidad	de	la	luz	=	3·10 	m· )	
(O.Q.N.	Barcelona	2001)	(O.Q.L.	Asturias	2009)	(O.Q.L.	Madrid	2011)	
La	 relación	 entre	 la	 longitud	de	 onda	 y	 la	 frecuencia	 de	 una	 radiación	 electromagnética	
viene	dada	por	la	expresión:	
c	=	λ·ν	
La	frecuencia	de	la	radiación	es:	
ν	=	
3·10 	m·s
300	nm
	
10 	nm
1	m
	
1	MHz
10 	Hz
	=	1·10 	MHz	
La	respuesta	correcta	es	la	e.	
11.53.	Indique	cuál	de	 los	siguientes	conjuntos	de	números	cuánticos	puede	caracterizar	un	
orbital	de	tipo	d.	
a)	n	=	1;	l	=	0	
b)	n	=	2;	l	=	1	
c)	n	=	2;	l	=	2	
d)	n	=	3;	l	=	2	
e)	n	=	4;	l	=	4	
(O.Q.N.	Barcelona	2001)	(O.Q.L.	Asturias	2009)	(Murcia	2010)	
Los	valores	que	puede	tomar	el	número	cuántico	secundario	son	0,	1,	2,…,	(n	–	1).	
Los	orbitales	d	se	caracterizan	por	que	el	número	cuántico	secundario,	l	=	2.	
Hay	 dos	 parejas	 de	 valores	 propuestos	 que	 tienen	 el	 valor	 2	 para	 el	 número	 cuántico	
secundario	l.	Una	de	ellas	es	(2,	2)	que	sería	incorrecta,	ya	que	si	n	=	2,	el	número	cuántico	
secundario	l	sólo	puede	valer	0	ó	1.	La	única	combinación	que	corresponde	a	un	orbital	d	
es	(3,	2).	
La	respuesta	correcta	es	la	d.	
11.54.	Para	el	átomo	de	hidrógeno	en	el	estado	fundamental	la	energía	del	electrón	es	‐13,6	
eV,	 ¿cuál	 de	 los	 siguientes	 valores	 corresponde	 a	 la	 energía	 del	 electrón	 para	 el	 ion	
hidrogenoide	 ?	
a)	+27,2	eV	
b)	‐27,2	eV	
c)	‐122,4	eV	
d)	+122,4	eV	
e)	10,6	eV	
(O.Q.N.	Barcelona	2001)	
Según	el	modelo	de	Bohr	para	un	átomo	hidrogenoide,	la	energía,	en	eV,	correspondiente	a	
un	electrón	en	un	nivel	cuántico	se	calcula	mediante	la	ecuación:	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 27	
	
E	=	‐13,6
Z
n 	
	
donde	Z	es	el	número	atómico	y	n	el	número	cuántico	principal	que	indica	el	nivelcuántico	
en	el	que	se	encuentra	el	electrón.	En	el	caso	del	Li,	Z	=	3	y	n	=1,	sustituyendo	se	obtiene:	
E	=	‐13,6
3
1 	
	=	‐122,4	eV	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.55.	Los	iones	 	y	 :	
a)	Poseen	el	mismo	número	de	electrones.	
b)	Poseen	el	mismo	número	de	protones.	
c)	Son	isótopos.	
d)	El	ion	 	es	mayor	que	el	ion	 .	
e)	Tienen	propiedades	químicas	semejantes.	
(O.Q.N.	Barcelona	2001)	(O.Q.L.	Almería	2005)	(O.Q.L.	Murcia	2010)	
	El	elemento	con	símbolo	Cl	es	el	cloro	y	pertenece	al	grupo	17	y	periodo	3	del	sistema	
periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ne]	3s 	3p .		
La	 configuración	 electrónica	 del	 ion	 Cl 	 es	 [Ne]	 3s 	 3p 	 ya	 que	 gana	 un	 electrón	 y	
completa	el	orbital	3p.	
	El	elemento	con	símbolo	K	es	el	potasio	y	pertenece	al	grupo	1	y	periodo	4	del	sistema	
periódico	por	lo	que	su	configuración	electrónica	abreviada	es	[Ar]	4s .		
La	configuración	electrónica	del	ion	K 	es	[Ne]	3s 	3p 	ya	que	cede	dos	electrones	de	su	
capa	más	externa.	
a)	Verdadero.	Ambos	iones	son	especies	isoelectrónicas	que	tienen	18	electrones.	
b)	Falso.	Se	trata	de	iones	procedentes	de	elementos	diferentes	por	lo	que	tienen	diferente	
número	atómico	y	no	pueden	tener	igual	número	de	protones.	
c)	 Falso.	 En	 especies	 isoelectrónicas	 tiene	 mayor	 tamaño	 la	 que	 posee	 menor	 número	
atómico	ya	que	su	núcleo	atrae	con	menos	fuerza.	
d)	 Falso.	 Aunque	 tengan	 la	 misma	 configuración	 electrónica,	 sus	 propiedades	 son	
completamente	distintas.	
La	respuesta	correcta	es	la	a.	
11.56.	¿Cuál	de	las	siguientes	configuraciones	electrónicas	puede	corresponderle	a	un	átomo	
en	su	estado	fundamental?	
a)	1 	2 	2 		
b)	1 	2 	2 	3 	2 	3 	3 	3 		
c)	1 	2 	2 		
d)	1 	2 	3 	3 		
(O.Q.L.	Murcia	2001)	
a)	Falso.	Se	trata	de	un	estado	prohibido	ya	que	de	acuerdo	con	el	Principio	de	Exclusión	
de	 Pauli,	 en	 un	 orbital	 pueden	 existir,	 como	 máximo,	 dos	 electrones	 con	 los	 spines	
opuestos.	En	la	configuración	propuesta	en	el	orbital	2s	hay	tres	electrones.	
b)	Falso.	Se	trata	de	un	estado	prohibido	ya	que	de	acuerdo	con	el	Principio	de	Exclusión	
de	 Pauli,	 en	 un	 orbital	 pueden	 existir,	 como	 máximo,	 dos	 electrones	 con	 los	 spines	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 28	
	
opuestos	y	el	 subnivel	2p,	 triplemente	degenerado,	 tiene	 tres	orbitales	por	 lo	que	caben	
seis	electrones	y	no	ocho.	Además,	se	trata	de	un	estado	excitado,	ya	que	de	acuerdo	con	el	
Principio	de	Mínima	Energía,	antes	de	comenzar	a	 llenarse	el	orbital	3d	debería	haberse	
completado	el	orbital	4s.	
c)	Verdadero.	Se	trata	de	un	estado	fundamental	ya	que	de	acuerdo	con	el	Principio	de	
Mínima	Energía,	los	electrones	han	ido	ocupando	los	orbitales	según	energías	crecientes.	
d)	Falso.	Se	 trata	de	un	estado	excitado,	 ya	que	de	acuerdo	con	el	Principio	de	Mínima	
Energía,	antes	de	comenzar	a	llenarse	el	orbital	3s	debería	haberse	completado	el	orbital	
2p.	
La	respuesta	correcta	es	la	c.	
11.57.	Por	definición,	el	número	de	masa	o	"número	másico"	de	un	átomo	indica:	
a)	La	suma	de	electrones	más	protones	presentes	en	el	átomo.	
b)	La	suma	de	neutrones	más	protones	presentes	en	el	átomo.	
c)	El	número	de	neutrones	presentes	en	el	átomo.	
d)	El	número	de	protones	presentes	en	el	átomo.	
(O.Q.L.	Murcia	2001)	
De	acuerdo	con	el	concepto	de	número	másico,	la	respuesta	correcta	es	la	b.	
11.58.	Los	átomos	de	un	elemento	X	tienen	en	su	núcleo	20	protones.	Los	estados	de	oxidación	
más	comunes	de	este	elemento	deben	ser:	
a)	0	y	+2	
b)	‐1,	0	y	+1	
c)	0,	+1	y	+2	
d)	0,	+2,	+4	y	+6	
(O.Q.L.	Murcia	2001)	
La	estructura	electrónica	de	un	elemento	X	con	20	protones	en	su	núcleo	es:	
1s 	2s 	2p 	3s 	3p 	4s 						o	de	forma	abreviada		 							[Ar]	4s 		
Si	pierde	dos	electrones	adquiere	una	estructura	electrónica	estable	de	gas	inerte:	
1s 	2s 	2p 	3s 	3p 	 						o	de	forma	abreviada		 							[Ne]	3s 	3p 		
Su	estado	de	oxidación	será	+2.	
La	respuesta	correcta	es	la	a.	
11.59.	El	 titanio	 se	usa	 en	aleaciones	metálicas	 y	 como	 sustituto	del	aluminio.	La	 relativa	
inercia	del	titanio	lo	hace	también	eficaz	en	la	fabricación	de	prótesis	en	traumatología.	La	
configuración	electrónica	del	titanio	es:	
a)	[Ar]	4 	3 	
b)	1 	2 	2 	3 	3 	4 	3 		
c)	[He]	3 	3 	4 	3 	
d)	1 	2 	2 	3 	3 	4 	3 		
(O.Q.L.	Murcia	2001)	
El	 elemento	 titanio	 de	 símbolo	 Ti	 pertenece	 al	 grupo	 4	 del	 sistema	 periódico,	 que	 está	
integrado	por	los	elementos:	
Periodo 4 5 6 7
Elemento Ti Zr Hf Rf
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 29	
	
se	encuentra	en	el	periodo	4,	por	lo	que	su	estructura	electrónica	es:	
1s 	2s 	2p 	3s 	3p 	4s 	3d 	o,	de	forma	abreviada,	[Ar]	 	 .	
La	respuesta	correcta	es	la	a.	
11.60.	El	ion	más	estable	que	forma	el	sodio	es	isoelectrónico	con:	
a)	El	átomo	de	magnesio.	
b)	El	ion	más	estable	del	flúor.	
c)	El	átomo	de	neón.	
d)	El	átomo	de	sodio.	
(O.Q.L.	Castilla	y	León	2001)	
El	 sodio	 es	 un	 elemento	 del	 grupo	 1	 y	 periodo	 3	 del	 sistema	 periódico	 por	 lo	 que	 su	
estructura	electrónica	abreviada	es	[Ne]	3s .	Si	pierde	un	electrón,	el	más	externo,	queda	
con	una	estructura	muy	estable,	de	gas	inerte,	[He]	2s 	2p .	
a)	Falso.	El	magnesio	es	un	elemento	del	grupo	2	y	periodo	3	del	sistema	periódico	por	lo	
que	su	estructura	electrónica	abreviada	es	[Ne]	3s .	
b)	Verdadero.	El	flúor	es	un	elemento	del	grupo	17	y	periodo	2	del	sistema	periódico	por	
lo	que	su	estructura	electrónica	abreviada	es	[He]	2s 	2p .	Si	gana	un	electrón	queda	con	
una	estructura	muy	estable,	de	gas	inerte,	[He]	2s 	2p .	
c)	Verdadero.	El	neón	es	un	elemento	del	grupo	18	y	periodo	2	del	sistema	periódico	por	
lo	que	su	estructura	electrónica	abreviada	es	[He]	2s 	2p .		
d)	Falso.	Las	estructuras	electrónicas	del	sodio	y	de	su	ion	más	estable	son	diferentes	ya	
que	no	poseen	el	mismo	número	de	electrones.	
Las	respuestas	correctas	son	la	c	y	d.	
11.61.	Suponga	dos	átomos	de	hidrógeno,	el	electrón	del	primero	está	en	 la	órbita	de	Bohr					
n	 =	 1	 y	 el	 electrón	 del	 segundo	 está	 en	 la	 órbita	 de	 Bohr	 n	 =	 3.	 ¿Cuál	 de	 las	 siguientes	
afirmaciones	es	falsa?	
a)	El	electrón	en	n	=	1	representa	el	estado	fundamental.	
b)	El	átomo	de	hidrógeno	con	el	electrón	en	n	=	3	tiene	mayor	energía	cinética.	
c)	El	átomo	de	hidrógeno	con	el	electrón	en	n	=	3	tiene	mayor	energía	potencial.	
d)	El	átomo	de	hidrógeno	con	el	electrón	en	n	=	3	es	un	estado	excitado.	
e)	La	energía	total	del	electrón	situado	en	n	=	3	es	superior	a	la	energía	del	electrón	en	n	=	1.	
	(O.Q.L.	Castilla	y	León	2001)	
a)	 Verdadero.	 Si	 el	 electrón	 se	 encuentra	 en	 el	 nivel	 de	 energía	 más	 bajo,	 n	 =	 1,	 se	
encuentra	en	su	estado	fundamental.	
b)	 Falso.	 La	 velocidad	 de	 un	 electrón	 en	 una	 órbita	 en	 el	 modelo	 de	 Bohr	 se	 calcula	
mediante	la	expresión:	
v	=	
e
2hε0
	
1
n
												
v	=	velocidad	del	electrón						
e	=	carga	del	electrón																
h	=	constante	de	Planck												
ε 	=	constante	dieléctrica									
n	=	número	cuántico	principal
	
donde	la	única	variable	es	n,	cuyos	valores	1,	2,	3,…	determinan	la	velocidad	del	electrón	
en	 esa	órbita.	 La	 velocidad	disminuye	 al	 aumentar	n.	 Por	 tanto	 la	 energía	 cinética	 en	 el	
nivel	n	=	3	es	menor	que	en	el	nivel	n	=	1.	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 30	
	
c)	 Verdadero.	 La	 energía	 potencial	 de	 un	 electrón	 en	un	nivel	 cuántico	 en	 el	modelo	 de	
Bohr	se	calcula	mediante	la	expresión:	
E 	=	‐
me
4h ε
	
1
n
												
m	=	masa	del	electrón															
e	=	carga	del	electrón																
h	=	constante	de	Planck												
ε 	=	constante	dieléctrica									
n	=	número	cuántico	principal
	
donde	 la	única	variable	es	n,	 cuyos	valores	1,	2,	3,…	determinan	 la	energía	potencial	del	
electrón	 en	 ese	 nivel	 cuántico.	 La	 energía	 aumenta	 al	 aumentar	 n.	 Por	 tanto	 la	 energíacinética	en	el	nivel	n	=	3	es	mayor	que	en	el	nivel	n	=	1.	
d)	Verdadero.	 Si	 el	 electrón	del	 átomo	de	hidrógeno	se	encuentra	en	el	nivel	de	energía						
n	=	3,	se	encuentra	en	un	estado	excitado.	
e)	Verdadero.	La	energía	total	de	un	electrón	en	un	nivel	cuántico	en	el	modelo	de	Bohr	se	
calcula	mediante	la	expresión:	
E	=	‐
me
8h ε
	
1
n
												
m	=	masa	del	electrón															
e	=	carga	del	electrón																
h	=	constante	de	Planck												
	=	constante	dieléctrica									
n	=	número	cuántico	principal
	
donde	la	única	variable	es	n,	cuyos	valores	1,	2,	3,…	determinan	la	energía	del	electrón	en	
ese	nivel	cuántico.	La	energía	aumenta	al	aumentar	n.	Por	tanto	la	energía	en	el	nivel	n	=	3	
es	mayor	que	en	el	nivel	n	=	1.	
La	respuesta	correcta	es	la	b.	
11.62.	Un	orbital	atómico	es:	
a)	 Una	 función	matemática	 que	 proporciona	 una	 distribución	 estadística	 de	 densidad	 de	
carga	negativa	alrededor	de	un	núcleo.	
b)	Un	operador	matemático	aplicado	al	átomo	de	hidrógeno.	
c)	Una	circunferencia	o	una	elipse	dependiendo	del	tipo	de	electrón.	
d)	Útil	para	calcular	la	energía	de	una	reacción.	
(O.Q.L.	Castilla	y	León	2001)	(O.Q.L.	Castilla	y	León	2002)	(O.Q.L.	Castilla	y	León	2007)	
Un	orbital	atómico	es	una	región	del	espacio	con	una	cierta	energía	en	 la	que	existe	una	
elevada	 probabilidad	 de	 encontrar	 un	 electrón	 y	 que	 viene	 descrito	 por	 una	 función	
matemática	llamada	función	de	onda,	Ψ.	
La	respuesta	correcta	es	la	a.	
11.63.	 Cuál	 de	 las	 siguientes	 respuestas	 define	 correctamente	 la	 idea	 de	 “degeneración	
energética	orbital”:	
a)	Orbitales	de	la	misma	simetría.	
b)	Orbitales	de	la	misma	energía.	
c)	Orbitales	con	el	mismo	número	cuántico	l.	
d)	Orbitales	con	la	misma	orientación	en	el	espacio.	
(O.Q.L.	Castilla	y	León	2001)	(O.Q.L.	Castilla	y	León	2002)	(O.Q.L.	Castilla	y	León	2003)	
La	 degeneración	 energética	 de	 orbitales	 se	 refiere	 a	 orbitales	 con	 idéntico	 valor	 de	 la	
energía.	El	número	cuántico	magnético,	m,	hace	referencia	a	esta	degeneración.		
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 31	
	
El	número	de	orbitales	degenerados	que	hay	en	cada	subnivel	de	energía	viene	dado	por	el	
número	de	valores	del	número	cuántico	magnético,	m,	que	su	vez	depende	del	valor	del	
número	cuántico	secundario,	l.		
m	=	‐l,	…,	0,	…+l	 															(2l	+	1)	orbitales	degenerados.	
La	respuesta	correcta	es	la	b.	
11.64.	¿Cuántos	fotones	de	luz	de	frecuencia	5,5·10 	Hz	se	necesitan	para	proporcionar	1	kJ	
de	energía?		
a)	3,64·10 	fotones	
b)	2,74·10 	fotones	
c)	4,56·10 	fotones	
d)	1,65·10 	fotones	
e)	3,64·10 	fotones	
(Dato.	h	=	6,62·10 	J·s)	
(O.Q.N.	Oviedo	2002)	
La	energía	del	fotón	puede	calcularse	por	medio	de	la	ecuación	E	=	h·ν:	
Sustituyendo:	
E	=	 6,62·10 	J·s 	 5,5·10 	s 	=	3,64·10 	J	
Relacionando	la	energía	total	con	la	energía	de	un	fotón:	
1	kJ
3,64·10 	J/fotón
	
10 	J
1	kJ
	=	2,74·10 	fotones	
Las	respuestas	a,	c	y	e	son	absurdas	ya	que	el	número	de	fotones	no	puede	ser	menor	que	
la	unidad.	
La	respuesta	correcta	es	la	b.		
11.65.	Un	haz	de	luz	que	pasa	a	través	de	un	medio	transparente	tiene	una	longitud	de	onda	
de	466	nm	y	una	frecuencia	de	6,20·10 	 .	¿Cuál	es	la	velocidad	de	la	luz?	
a)	2,89·10 	m· 		
b)	2,89·10 	m· 	
c)	1,33·10 	m· 	
d)	1,33·10 	m· 	
e)	7,52·10 	m· 	
(O.Q.N.	Oviedo	2002)	
La	frecuencia	y	longitud	de	onda	de	una	radiación	electromagnética	están	relacionadas	por	
medio	de	la	ecuación	c	=	λ·ν:	
Sustituyendo:	
c	=	466	nm
1	m
10 	nm
	 6,20·10 	s 	=	2,89·10 	m· 	
La	respuesta	correcta	es	la	a.		
	 	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 32	
	
11.66.	 La	 existencia	 de	 niveles	 discretos	 de	 energía	 (cuantizados)	 en	 un	 átomo	 puede	
deducirse	a	partir	de:	
a)	La	difracción	de	electrones	mediante	cristales.	
b)	Difracción	de	rayos	X	por	cristales.	
c)	Experimentos	basados	en	el	efecto	fotoeléctrico.	
d)	El	espectro	visible.	
e)	Espectros	atómicos	de	líneas.	
(O.Q.N.	Oviedo	2002)	(O.Q.L.	Madrid	2011)	
Los	espectros	atómicos	de	 líneas	son	una	prueba	concluyente	de	 la	existencia	de	niveles	
discretos	de	energía.	
La	separación	entre	las	líneas	obedece	a	los	saltos	entre	los	niveles	de	energía	que	están	
asociados	 al	 valor	 del	 número	 cuántico	 principal	 n,	 cuyos	 valores	 son	 números	 enteros					
1,	2,	3,...,	∞.	
La	respuesta	correcta	es	la	e.		
11.67.	El	número	total	de	neutrones,	protones	y	electrones	del	35Cl:	
a)	17	neutrones,	35	protones,	36	electrones	
b)	35	neutrones,	17	protones,	18	electrones	
c)	18	neutrones,	17	protones,	16	electrones	
d)	17	neutrones,	17	protones,	18	electrones	
e)	18	neutrones,	17	protones,	18	electrones	
(O.Q.N.	Oviedo	2002)	
De	acuerdo	con	los	conceptos	de:	
	Número	atómico		indica	el	número	de	protones	o	de	electrones	de	un	átomo	neutro.	
	Número	másico		indica	el	número	de	protones	+	neutrones	de	un	átomo.	
El	cloro	es	un	elemento	que	pertenece	al	grupo	17	y	periodo	3	del	sistema	periódico	por	lo	
que	su	estructura	electrónica	es	1s 	2s 	2p 	3s 	3p .	Sumando	los	superíndices	se	observa	
que	 tiene	 17	 electrones	 y	 por	 tanto,	 17	 protones	 y	 (35	 –	 17)	 =	 18	 neutrones.	 Como	 la	
especie	 Cl ,	anión	cloruro,	está	cargada	negativamente,	 significa	que	 tiene	un	electrón	
de	más	en	su	última	capa,	es	decir,	18	electrones.	
La	respuesta	correcta	es	la	e.	
11.68.	¿Cuál	es	la	longitud	de	onda,	en	nm,	de	la	línea	espectral	que	resulta	de	la	transición	
de	un	electrón	desde	n	=	3	a	n	=	2	en	un	átomo	de	hidrógeno	de	Bohr?		
a)	18,3		
b)	657		
c)	547		
d)	152		
e)	252		
(Dato.	Constante	de	Rydberg	para	el	átomo	de	H	=	109677,6	 )	
(O.Q.N.	Oviedo	2002)	
La	ecuación	del	modelo	de	Bohr	que	permite	calcular	la	longitud	de	onda	correspondiente	
a	una	línea	espectral	asociada	a	un	salto	electrónico	es:	
1
λ
	=	R
1
n
		
1
n
	
Sustituyendo:	
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 33	
	
1
λ
	=	109677,6	cm
1
2
		
1
3
	=	15233	cm 	
λ	=	
1
15233	cm
	
1	m
100	cm
	
10 	nm
1	m
	=	656	nm	
La	respuesta	correcta	es	la	b.		
11.69.	¿Cuántos	electrones	desapareados	hay	en	el	ion	 	en	estado	gaseoso	(Z	=	26)	en	su	
estado	fundamental?	
a)	0	
b)	2	
c)	4	
d)	6	
e)	8	
(O.Q.N.	Oviedo	2002)	
La	estructura	electrónica	abreviada	del	Fe	(Z	=	26)	es	[Ar]	4s 	3d ,	ya	que	de	acuerdo	con	
el	Principio	de	Máxima	Multiplicidad	de	Hund	que	dice	que:		
“en	 los	 orbitales	 de	 idéntica	 energía	 (degenerados),	 los	 electrones	 se	 encuentran	 lo	
más	separados	posible,	desapareados	y	con	los	espines	paralelos”,		
le	corresponde	una	distribución	de	los	electrones	en	los	orbitales:	
4s	 3d	
	  	 	 	 	
El	Fe 	pierde	dos	electrones,	 los	más	alejados	del	núcleo,	que	son	los	que	tienen	mayor	
valor	de	n	y	que	se	encuentran	en	el	orbital	4s,	y	su	estructura	electrónica	es	[Ar]	 :	
4s	 3d	
	  	 	 	 	
Como	se	observa,	el	Fe 	presenta	4	electrones	desapareados.	
La	respuesta	correcta	es	la	c.		
11.70.	¿Cuál	de	los	siguientes	elementos	es	diamagnético?	
a)	H	
b)	Li	
c)	Be	
d)	B	
e)	C	
(O.Q.N.	Oviedo	2002)	
Una	especie	química	es	diamagnética	si	no	presenta	electrones	desapareados.	
a)	 Falso.	 El	 elemento	 cuyo	 símbolo	 es	 H	 y	 número	 atómico	 1	 es	 el	 hidrógeno	 cuya	
configuración	electrónica	es	1s1		
Como	 se	 observa,	 presenta	 un	 electrón	 desapareado,	 por	 tanto,	 no	 es	 una	 especie	
diamagnética.	
b)	 El	 elemento	 cuyo	 símbolo	 es	 Li	 y	 número	 atómico	 3	 es	 el	 litio	 cuya	 configuración	
electrónica	abreviada	es	[He]	2s .		
Problemas	y	Cuestiones	de	las	Olimpiadas	de	Química.	Volumen	4.	(S.	Menargues	&	F.	Latre)		 34	
	
Como	 se	 observa,	 presenta	 un	 electrón	 desapareado,	 por	 tanto,	 no	 es	 una	 especie	
diamagnética.	
c)	Verdadero.	 El	 elemento	 cuyo	 símbolo	 es	 Be	 y	 número	 atómico	 4	 es	 el	 berilio	 cuya	
configuración	electrónica	abreviada	es	[He]	2s .		
2s
	
Como	 se	 observa,